Question

【題目】鐵及其化合物在生產、生活中應用廣泛。

(1)已知: ①3Fe(s)+4H2O(g)=Fe3O4(s)+4H2(g) △H1=a kJ·mol-1；

②2H2(g)+O2(g)=2H2O(1) △H2=b kJ·mol-1

③H2O(g)=H2O(l) △H3=c kJ·mol-1

則3Fe(s)+2O2(g))=Fe3O4(s)△H=_________kJ·mol-1(用含 a、b、c 的代數式表示)。

(2)活性鐵粉是合成氨氣的催化劑。工業合成氨的原理為N2+3H22NH3 △H<0

①工業采用“高壓”一般為20～50MPa，溫度為 500℃。采用“溫度為 500℃”的目的是____________；

②氨氣是合成氮肥的重要原料。常溫下，0.1mol·L-1(NH4)2SO4溶液中離子濃度大小排序為___________；

③常溫下，向a mL c mol·L-1氨水中滴加b mL c mol·L-1稀硝酸恰好至溶液pH=7(溶液體積變化忽略不計)，則NH3·H2O的電離常數Kb=___；

(3)工業上用熱還原法冶煉鐵。在密閉容器中，投人足量的 FeO 粉末和炭粉，在一定溫度下發生反應：FeO(s)+C(s)Fe(s)+CO(g) △H>0；

①若容積恒定，則下列情況表明上述反應達到平衡狀態的是___________(填代號)

A．FeO 的濃度不再改變 B．氣體相對分子質量不再改變 C．氣體密度不再改變 D．鐵粉的質量不再改變

②在該溫度下，上述反應達到平衡時c(CO)=a mol·L-1，則該反應的平衡常數為________；在溫度不變時，將容器體積擴大至原來的4倍，則達到新平衡時，c(CO)為_____________。

Answer 1

【答案】a+2b-4c 溫度太低反應速率慢，溫度太高不利于氨氣的合成 c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(OH-) D a a mol·L-1

【解析】

(1)根據蓋斯定律計算；

(2)結合溫度對平衡移動的影響、反應速率分析解答；結合鹽類水解知識解答；結合電荷守恒、物料守恒分析解答；

(3)結合化學平衡狀態的特征判斷；結合平衡常數K的表達式判斷。

(1)已知：①3Fe(s)+4H2O(g)=Fe3O4(s)+4H2(g)△H1=a kJ·mol-1；

②2H2(g)+O2(g)=2H2O(1)△H2=b kJ·mol-1

③H2O(g)=H2O(l)△H3=c kJ·mol-1

結合蓋斯定律，①+2×②-4×③得：3Fe(s)+2O2(g))=Fe3O4(s)，所以△H=△H1+2△H2-4△H3=a kJ·mol-1+2b kJ·mol-1-4ckJ·mol-1=(a+2b-4c)kJ·mol-1，故答案為：a+2b-4c；

(2)①合成氨反應的△H＜0，溫度太低反應速率慢，溫度太高不利于氨氣的合成，故溫度為500℃，故答案為：溫度太低反應速率慢，溫度太高不利于氨氣的合成；

②(NH4)2SO4溶液中NH4+會部分水解：NH4++H2ONH3·H2O+H+，溶液顯酸性，但水解是微弱的，所以0.1mol·L(NH4)2SO4溶液中離子濃度大小排序為：c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(OH-)，故答案為：c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＞c(OH-)；

③反應所得溶液中c(NO3-)=，pH=7，c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L，結合電荷守恒：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(NO3-)，c(NH4+)=c(NO3-)=，結合物料守恒c(NH4+)+c(NH3·H2O)=得：c(NH3·H2O)=-c(NH4+)=-=，所以，NH3·H2O的電離常數Kb===，故答案為：；

(3)①FeO(s)+C(s)Fe(s)+CO(g) △H>0：

A．FeO是純固體，沒有濃度，不能說明反應已平衡，A不滿足題意；

B．反應中氣體只有CO，無論反應是否達到平衡，氣體相對分子質量都不變，即氣體相對分子質量不再改變，不能說明反應已平衡，B不滿足題意；

C．容積V恒定，結合ρ=可知，密度ρ不變，則氣體質量m不變，即CO的質量不再改變，說明反應已平衡，C滿足題意；

D．鐵粉為生成物，若反應沒有平衡，則鐵粉的質量會增加，鐵粉的質量不再改變，說明反應已達平衡，D滿足題意；

故答案為：CD。

②平衡常數K=c(CO)=a mol·L-1，溫度不變，K不變，所以c(CO)不變，即c(CO)=a mol·L-1，故答案為：a；a mol·L-1。