Question

【題目】氮及其化合物在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)生活中有著重要應用，減少氮的氧化物在大氣中的排放是環(huán)境保護的重要內(nèi)容之一。

（1）已知:N2(g)+O2(g)==2NO(g) △H =+180.5kJ·mol-1

C(s)+O2(g)=CO2(g) △H =-393.5kJ·mol-1

2C(s)+O2(g)=2CO(g) △H =-221kJ·mol-1

若某反應的平衡常數(shù)表達式為：k=[c(N2)·c2(CO2)]/[c2(NO)·c(CO)]，請寫出此反應的熱化學方程式_______。

（2）N2O5在一定條件下可發(fā)生分解:2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g)，某溫度下測得恒容密閉容器中N2O5濃度隨時間的變化如表:

t/min	0.00	1.00	2.00	3.00	4.00	5.00
C(N2O6)/(mol/L)	1.00	0.71	0.50	0.35	0.25	0.17

①反應開始時體系壓強為P0，第3.00 min時體系壓強為P1，則P1:P0=_______；2min~5.00min 內(nèi)，O2 的 平 均反應速率為_____________。

②一定溫度下，在恒容密閉容器中充人一定量N2O5進行該反應，能判斷反應已達到化學平衡狀態(tài)的是___。

a.NO2 和O2 的濃度比保持不變 b.容器中壓強不再變化

c.2v正(NO2)= v逆(N2 O5 ) d.氣體的平均相對分子質(zhì)量為43.2，且保持不變

（3）將2molN2 和4mo1H2 置于lL的恒容密閉容器中反應。測得不同溫度、不同時間段內(nèi)合成NH3 反應中N2 的轉(zhuǎn)化率，得到數(shù)據(jù)如下表:

表中a、b、25%三者由大到小的順序為_____，理由是_____。

（4）將（3）中實驗得到的混合氣體通入醋酸溶液中并恢復到25℃，當兩者恰好反應時，生成的CH3COONH4溶液呈中性，則25℃時NH3·H2O的電離平衡常數(shù)Kb=______(已知:25℃時0.18mol/LCH3COOH 溶液中c(H+)=1.8×10-3mol/L)。

Answer 1

【答案】 2NO(g)+ 2CO(g)N2(g)+2CO2(g) △H =-746.5kJ·mol-1 1.975:1 0.055 mol·L-1·min-1 ab 25%>a=b 升高溫度，化學反應速率加快，在小于3h時已達平衡，故a=b。又因該反應正向放熱,升溫平衡逆向移動N2 的轉(zhuǎn)化率下降，故25%>a=b 1.8×10-5mol/L

【解析】（1）根據(jù)平衡常數(shù)可得反應方程式④：2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g)，將上述三個已知方程式依次編號為①、②、③，根據(jù)蓋斯定律可知④=②×2③①，則有2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g) △H=746.5kJ/mol；

（2）①同溫同壓下，氣體的物質(zhì)的量之比等于壓強之比；根據(jù)已知條件列出三段式：

反應前后氣體的壓強之比等于物質(zhì)的量之比，所以p1:p0=（0.35+1.30+0.325） : 1=1.975 : 1；

2min~5min內(nèi)，△c(N2O5)=（0.50-0.17）mol/L=0.33mol/L，同一時段內(nèi)，各物質(zhì)濃度變化量之比等于計量系數(shù)之比，則△c(O2)=0.165mol/L，所以v(O2)= =0.055mol/(L·min)。

故答案為：1.975:1 ；0.055 mol·L-1·min-1 ；

②變量不變達平衡。a、NO2和O2的濃度在平衡前是一個變量，當濃度不再改變的時候，說明反應達到平衡狀態(tài)，故a正確；b、恒溫恒容時，壓強與氣體的總物質(zhì)的量成正比，該反應氣體的總物質(zhì)的量是變量，則壓強也是變量，當壓強不變時，反應達到平衡，故b正確；c、v正(NO2)=2v逆(N2O5)時才能說明反應達到平衡，故c錯誤；d、該反應氣體的總質(zhì)量不變，若反應向右進行，氣體的總物質(zhì)的量增大，氣體的平均相對分子質(zhì)量減小，當氣體的平均相對分子質(zhì)量不再改變時，則反應達到平衡狀態(tài)；若N2O5分解徹底，容器中氣體只有NO2與O2，且NO2與O2的物質(zhì)的量之比為4:1，氣體的平均相對分子質(zhì)量==43.2，但該反應為可逆反應，不能進行徹底，所以平衡時氣體的平均相對分子質(zhì)量應大于43.2，故d 錯誤。故選ab。

（3）根據(jù)表格數(shù)據(jù)可知，T3和T4條件下，0~1h 時段，反應未達到平衡，此時溫度溫度越高，反應越快，N2的轉(zhuǎn)化率越大。1h內(nèi)，T4時N2的轉(zhuǎn)化率高于T3，則溫度T4＞T3。由表格數(shù)據(jù)可知，T3溫度下，反應在3h時已處于平衡狀態(tài)，溫度越高，反應先達到平衡，所以T3溫度下，反應在3h時也已經(jīng)處于平衡狀態(tài)，所以有a=b。又N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) △H＜0，該反應正反應為放熱反應，升高溫度，平衡左移，則溫度越高反應物的平衡轉(zhuǎn)化率越低，所以a＜25％，所以有25%>a=b。

故答案為：25%>a=b；升高溫度，化學反應速率加快，在小于3h時已達平衡，故a=b。又因該反應正向放熱,升溫平衡逆向移動N2的轉(zhuǎn)化率下降，故25%>a=b。

（4）CH3COONH4溶液呈中性，則CH3COO－的水解程度等于NH4+的水解程度，所以，一定溫度下CH3COOH的電離常數(shù)Ka等于NH3·H2O的電離平衡常數(shù)Kb。25℃時0.18mol/LCH3COOH溶液中c(H+)=1.8×10-3mol/L ，則CH3COOH的電離常數(shù)Ka= ≈=1.8×10-5mol/L。故25℃時NH3·H2O的電離常數(shù)Kb等于1.8×10-5mol/L。