Question

運用化學反應原理研究氮、硫、氯、碘等單質及其化合物的反應有重要意義．
（1）硫酸生產中，SO₂催化氧化生成SO₃：2SO₂（g）+O₂（g）2SO₃（g），混合體系中SO₃的百分含量和溫度的關系如下圖1所示（曲線上任何一點都表示平衡狀態(tài)）．根據圖示回答下列問題：

①恒溫、恒壓條件下，反應2SO₂（g）+O₂（g）2SO₃（g）達平衡，向體系中通入氦氣，平衡        移動（填“向左”、“向右”或“不”）；
②若溫度為T₁、T₂，反應的平衡常數分別為K₁、K₂，則K₁ K₂（填“＞”、“＜”或“=”，下同）；若反應進行到狀態(tài)D時，v_正  v_逆（填“＞”、“＜”或“=”，下同）。
（2）氮是地球上含量豐富的一種元素，氮及其化合物在工農業(yè)生產、生活中有著重要作用．
①上圖2是一定的溫度和壓強下是N₂和H₂反應生成1molNH₃過程中能量變化示意圖，請寫出工業(yè)合成氨的熱化學反應方程式：                                        ．
（△H的數值用含字母a、b的代數式表示）
②氨氣溶于水得到氨水．在25℃下，將a mol?L^-1的氨水與b mol?L^-1的鹽酸等體積混合，反應后溶液恰好顯中性，用含a和b的代數式表示出氨水的電離平衡常數表達式                             。
（3）已知25°C時K_sp[AgCl]=1.6×10^-10mol²?L^-2，K_sp[AgI]=1.5×10^-16mol²?L^-2），在25℃下，向0.1L0.002mol?L^-1的NaCl溶液中逐滴加入0.1L0.002mol?L^-1硝酸銀溶液，有白色沉淀生成．從沉淀溶解平衡的角度解釋產生沉淀的原因是                       ，向反應后的濁液中，繼續(xù)加入0.1L0.002mol?L^-1的NaI  溶液，看到的現象是        ，產生該現象的原因是（用離子方程式表示）                       。

Answer 1

（1）① 向左     ② ＞ ， ＞ 
（2）①N₂（g）+3H₂（g）2NH₃（g）△H=-2（b-a）kJ?mol^-1  （其他合理答案也可給分）
②   10^-7b/(a-b)
（3）c(Ag⁺)(Cl^-)大于溶度積Ksp（AgCl）， 白色沉淀轉化為黃色沉淀 AgCl（s）+I^-═AgI（s）+Cl^-

解析試題分析：（1）①恒溫、恒壓條件下，反應達平衡，向體系中通入氦氣，容器的容積增大，相當于減小壓       強，平衡向氣體體積增大的逆向移動，即平衡向左移動；②由圖1可知，隨著溫度的升高，混合體系中SO₃的百分含量逐漸減小，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，則該反應正向為放熱反應；溫度為T₁＜T₂，則反應的平衡常數K₁＞K₂；D點未達平衡，混合體系中SO₃的百分含量小于平衡時的百分含量，反應向正反應進行，v_正 ＞v_逆；
（2）①由圖2可知，N₂和H₂反應生 成1molNH₃放出的熱量為（b-a）kJ，該反應的熱化學反應方程式為N₂（g）+3H₂（g）2NH₃（g）△H=-2（b-a）kJ?mol^-1；②將a mol?L^-1的氨水與b mol?L^-1的鹽酸等體積混合，反應后溶液顯中性，溶液中c（OH^-）=1×10^-7mol/L，溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=b/2mol/L，反應后c（NH₃?H₂O）=（a-b）/2mol/L，代入一水合氨電離常數表達式計算得電離常數為10^-7b/(a-b)；
（3）在25℃下，向0.1L0.002mol?L^-1的NaCl溶液中逐滴加入0.1L0.002mol?L^-1硝酸銀溶液，混合液反應前氯離子和銀離子濃度均為0.001mol?L^-1，c(Ag⁺)(Cl^-)=1×10^-6大于溶度積Ksp（AgCl），有白色沉淀生成；向反應后的濁液中，繼續(xù)加入0.1L0.002mol?L^-1的NaI溶液，由于氯化銀和碘化銀陰陽離子個數
比相同，溶度積越大，溶解度越大，即AgCl比AgI的溶解度大，根據沉淀轉化的方向知，沉淀易向更難溶的方向轉化，即由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^-。
考點：考查化學平衡圖像、熱化學方程式書寫、電離常數計算及沉淀溶解平衡。