Question

運用反應原理研究氮、硫、氯、碘及其化合物的反應有重要意義．
（1 ）在反應：2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）的混合體系中，SO₃的百分含量和溫度的關系如圖1（曲線上任何一點都表示平衡狀態）：
①2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）的△H

 

0 （填“＞”或“＜”）；若在恒溫、恒壓時，向該平衡體系中通入氦氣，平衡將

 

移動（填“向左”、“向右”或“不”）；
②當溫度為T₁，反應進行到狀態D時，V_正

 

V_逆（填“＞”、“＜”或“=）．
（2 ）①圖2是一定條件下，N₂和H₂發生可逆反應生成1mol NH₃的能量變化圖，該反應的熱化學反應方程式

 

．
（△H用含Q₁、Q₂的代數式表示） ②25°C時，將a mol?L^-1的氨水與b mol?L^-1的鹽酸等體積混合，所得溶液的PH=7，則c （ NH⁺₄）

 

c （Cl^-），a

 

b，（填“＞”、“＜”或“=”）；

（3）海水中含有大量以化合態形式存在的氯、碘元素．
已知：25℃時，K_sp[AgCl]=1.6×10^-10 mol²?L^-2、Ksp[AgI]=1.5×10^-16mol²?L^-2）．在 25℃時，向 10mL0.002mol?l^-1 的 NaCl 溶液中滴入 10mL0.002mol．l^-1AgNO₃溶液，有白色沉淀生成，向所得濁液中繼續滴入O.1mol l^-1的NaI溶液，白色沉淀逐漸轉化為黃色沉淀，其原因是

 

，該反應的離子方程式

 

．

Answer 1

分析：（1）①由圖1可知，溫度越高，混合體系中SO₃的百分含量越小，說明升高溫度平衡向逆反應進行，升高溫度向吸熱反應方向移動；
恒溫、恒壓條件下向上述平衡體系中通入氦氣，體積應增大，反應混合物各組分的濃度降低，等效為降低壓強，壓強降低平衡向體積增大方向移動；
②D狀態未達平衡，混合體系中SO₃的百分含量小于平衡時的，反應向正反應進行；
（2）①由圖2求出N₂和H₂反應生成1molNH₃的反應熱，再根據熱化學反應方程式的書寫解答；
②根據電荷守恒判斷混合或溶液中c （ NH⁺₄）、c （Cl^-）的相對大小，溶液中存在平衡NH⁺₄+H₂O=NH₃?H₂O+OH^-，據此解答；
（3）化學式所表示的陰陽離子個數比相同，溶度積越大，溶解性越大，物質由溶解度大的轉化為溶解度更小的．

解答：解：（1））①由圖可知，溫度越高，混合體系中SO₃的百分含量越小，說明升高溫度平衡向逆反應進行，即向左移動，升高溫度向吸熱反應方向移動，即該反應正反應為放熱反應，即△H＜0；
恒溫、恒壓條件下向上述平衡體系中通入氦氣，體積應增大，反應混合物各組分的濃度降低，等效為降低壓強，壓強降低平衡向體積增大方向移動，即向左移動．
故答案為：＜；向左；
②、D狀態未達平衡，混合體系中SO₃的百分含量小于平衡時的，反應向正反應進行，所以V_正＞V_逆，
故答案為：＞；
（2）①、由圖可知，N₂和H₂反應生成1molNH₃放出的熱量為（Q₂-Q₁）kJ，該反應的熱化學反應方程式為N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-2（Q₂-Q₁）kJ?mol^-1，
故答案為：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-2（Q₂-Q₁）kJ?mol^-1；
②、根據電荷守恒可知c（NH⁺₄）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），溶液pH=7，則c（H⁺）=c（OH^-），故c（NH⁺₄）=c（Cl^-），
溶液中存在平衡NH⁺₄+H₂O=NH₃?H₂O+OH^-，故氨水的濃度等于鹽酸的濃度，即a＞b，
故答案為：=，＞；
（3）兩者化學式所表示的陰陽離子個數比相同，溶度積越大，溶解性越大，即AgCl比AgI的溶解度大，物質由溶解度大的轉化為溶解度更小的，所以由AgCl轉化為更難溶的AgI，現象為白色沉淀轉化為黃色沉淀，離子方程式為AgCl（s）+I^-═AgI（s）+Cl^-，
故答案為：K_sp（AgCl）＞Ksp（AgI）；AgCl（s）+I^-═AgI（s）+Cl^-．

點評：本題考查化學平衡、熱化學方程式、沉淀轉化及讀圖能力等，難度中等，（2）中用字母表示反應熱數值，符號的確定容易忽略，為易錯點．