Question

運用化學反應原理研究以下問題：
（1）合成氨反應N₂（g）+3H₂（g）2NH₃（g），若在恒溫、恒壓條件下向平衡體系中通入氬氣，平衡

向左

移動（填“向左”、“向右”或“不”），平衡常數K

不變

（填“變大”、“變小”或“不變”）；使用催化劑

不改變

反應的△H（填“增大”、“減小”或“不改變”）．
（2）在25℃時，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

Cu²⁺+2NH₃?H₂O═Cu（OH）₂↓+2NH₄⁺

．（已知25°CK_sp[Mg（OH）₂]=1.8×10^-11，K_sp[Cu（OH）₂]=2.2×10^-20）
（3）在25℃時，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”）；且a

＞

0.01（填“＞”、“=”或“＜”）．
（4）依據反應：Cu²⁺（aq）+Fe（s）═Fe²⁺（aq）+Cu（s） 設計的原電池如圖所示：
電極X的材料是

Fe

；電解質溶液Y是

硫酸銅溶液或氯化銅溶液等

；若Y為氯化鈉溶液，則經過一段時間，發現X極上出現銹斑，則此過程中正極的電極反應式為

O₂+2H₂O+4e^-═4OH^-

．

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；化學平衡常數只與溫度有關，與物質的濃度無關；由催化劑只能改變反應途徑而不能改變反應的始終態來分析；
（2）根據難溶物的溶度積來分析先沉淀的物質，然后書寫離子反應方程式，注意弱電解質應保留化學式來解答；
（3）根據溶液中陰陽離子的電荷相等判斷溶液的酸堿性；
體積相等稀鹽酸和氨水混合，若濃度相等，則恰好完全反應生成氯化銨，溶液顯酸性，若溶液恰好呈中性時氨水應稍微過量，據此分析；
（4）根據反應“Cu²⁺（aq）+Fe（s）═Fe²⁺（aq）+Cu（s）”分析，在反應中，鐵被氧化，失電子，應為原電池的負極，則正極為活潑性較鐵弱的銅，Cu²⁺在正極上得電子被還原，電解質溶液為硫酸銅溶液或氯化銅溶液等；在弱酸性或中性溶液中，鐵容易發生吸氧腐蝕．

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；
化學平衡常數只與溫度有關，溫度不變，化學平衡常數不變；
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，則△H不變；
故答案為：向左；不變；不改變；
（2）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；一水合氨和銅離子反應生成氫氧化銅和氨根離子，所以離子方程式為
2NH₃?H₂O+Cu²⁺=Cu（OH）₂↓+2 NH₄⁺，故答案為：Cu（OH）₂；2NH₃?H₂O+Cu²⁺=Cu（OH）₂↓+2 NH₄⁺；
（3）根據溶液的電中性原則，c（NH₄⁺）=c（Cl^-），則c（H⁺）=c（OH^-），則溶液顯中性；
因體積、濃度相同的稀鹽酸和氨水混合，溶液中的溶質為氯化銨，溶液呈酸性，若該溶液恰好呈中性，氨水應稍微過量，所以氨水的濃度大于鹽酸的濃度．
故答案為：中；＞；
（4）由反應“Cu²⁺（aq）+Fe（s）═Fe²⁺（aq）+Cu（s）”可知，在反應中，鐵被氧化，失電子，應為原電池的負極，Cu²⁺在正極上得電子被還原，電解質溶液為含有銅離子的溶液，硫酸銅溶液或氯化銅溶液等；在弱酸性或中性溶液中，鐵容易發生吸氧腐蝕，氯化鈉溶液呈中性，所以鐵在氯化鈉溶液中易腐蝕吸氧腐蝕，正極上氧氣得電子和水反應生成氫氧根離子，電極反應式為O₂+2H₂O+4e^-═4OH^-．
故答案為：Fe；硫酸銅溶液或氯化銅溶液等；O₂+2H₂O+4e^-═4OH^-．

點評：本題考查了原電池的設計、難溶電解質的溶解平衡等知識點，難度較大，易錯題是（3）題，注意原電池的設計是高考的熱點，根據電池反應式設計：發生氧化反應的金屬作負極，比負極不活潑的金屬或導電的非金屬作正極，含有發生還原反應的離子溶液作電解質溶液．