Question

（2009?山東）運用化學反應原理研究氮、氧等單質(zhì)及其化合物的反應有重要意義．
（1）合成氨反應N₂ （g）+3H₂（g）=2NH₃（g），若在恒溫、恒壓條件下向平恒體系中通入氬氣，則平衡

向左

移動（填“向左”“向右”或“不”）；使用催化劑

不改變

反應的△H（填“增大”“減小”或“不改變”）．
（2）已知：O₂ （g）=O₂⁺（g）+e-△H₁=1175.7kJ?mol^-1
PtF₆（g）+e-=PtF₆^-（g）△H₂=-771.1kJ?mol^-1
O₂⁺P_tF₆^-（S）=O₂⁺ （g）+P_tF₆^-（g）△H₃=482.2kJ?mol^-1
則反應O₂（g）+PtF₆（g）=O₂⁺P_tF₆^-（S）   的△H=

-78.2

 kJ?mol^-1．
（3）在25℃下，向濃度均為0.1mol?L^-1的MgCl₂和CuCl₂混合溶液中逐滴加入氨水，先生成

Cu（OH）₂

沉淀（填化學式），生成該沉淀的離子方程式為

2NH₃?H₂O+Cu²⁺=Cu（OH）₂↓+2NH₄⁺

．已知25℃時K_sp[Mg（OH）₂]=1.8×10^-11，K_sP[Cu（OH）₂]=2.2×10^-20．
（4）在25℃下，將a mol?L^-1的氨水與0.01mol?L^-1的鹽酸等體積混合，反應平衡時溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）．則溶液顯

中

性（填“酸”“堿”或“中”）；用含a的代數(shù)式表示NH₃?H₂O的電離常數(shù)K_b=

10-9

a-0.01

mol?L^-1

．

Answer 1

分析：（1）由恒溫、恒壓條件下向平恒體系中通入氬氣，則反應體系的體積增大，由催化劑只能改變反應途徑而不能改變反應的始終態(tài)來分析；
（2）根據(jù)蓋斯定律來分析已知的反應與目標反應的關系，然后計算反應熱；
（3）根據(jù)難溶物的溶度積來分析先沉淀的物質(zhì)，然后書寫離子反應方程式，注意弱電解質(zhì)應保留化學式來解答；
（4）根據(jù)電荷守恒及反應平衡時溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）分析溶液的酸堿性，利用離子濃度來計算電離常數(shù)．

解答：解：（1）恒溫、恒壓條件下向平恒體系中通入氬氣，則反應體系體積增大，相當于壓強減小，則平衡向氣體體積增大的方向移動，即左移；
因使用催化劑只是改變了反應的途徑，沒有改變反應物與生成物的狀態(tài)，則△H不變，故答案為：向左；不改變；
（2）①O₂ （g）=O₂⁺（g）+e-△H₁=1175.7kJ?mol^-1
②PtF₆（g）+e-=PtF₆^-（g）△H₂=-771.1kJ?mol^-1
③O₂⁺P_tF₆^-（S）=O₂⁺ （g）+P_tF₆^-（g）△H₃=482.2kJ?mol^-1
利用蓋斯定律，則①+②-③可得反應O₂（g）+PtF₆（g）=O₂⁺P_tF₆^-（S），則△H=△H₁+△H₂-△H₃=-78.2 kJ?mol^-1，故答案為：-78.2；
（3）由于K_sP[Cu（OH）₂]=2.2×10^-20＜K_sp[Mg（OH）₂]=1.8×10^-11，所以Cu（OH）₂先生成沉淀；一水合氨、氫氧化銅在書寫離子方程式應保留化學式，
則離子方程式為2NH₃?H₂O+Cu²⁺=Cu（OH）₂↓+2 NH₄⁺，故答案為：Cu（OH）₂；2NH₃?H₂O+Cu²⁺=Cu（OH）₂↓+2 NH₄⁺；
（4）根據(jù)溶液的電中性原則，c（NH₄⁺）=c（Cl^-），則c（H⁺）=c（OH^-），則溶液顯中性；
又K_b=

[OH-][NH4*]

[NH3?H2O]

，c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=0.005 mol?L^-1；[H⁺]=[OH^-]=1×10^-7 mol?L^-1（因為是25℃下且為中性）；
[NH₃?H₂O]=

a

2

mol?L^-1-0.005 mol?L^-1，則K_b=

10-9

a-0.01

mol?L^-1，故答案為：

10-9

a-0.01

mol?L^-1．

點評：本題考查化學平衡移動、反應熱的計算、溶度積、溶液的酸堿性、電離常數(shù)，綜合性較強，注重學生基礎知識和基本技能的考查，有助于訓練學生解決問題的能力．