Question

4．氨是重要的化工原料，可以制尿素等多种产品．
（1）合成氨所用的氢气可以甲烷为原料制得，有关化学反应的能量变化如图1所示．
CH₄（g）与H₂O（g）反应生成CO（g）和H₂（g）的热化学方程式为：CH₄（g）+H₂O（g）=CO（g）+3H₂ （g）△H=+161.1kJ•mol^-1．
（2）CO对合成氨的催化剂有毒害作用，常用乙酸二氨合亚铜溶液来吸收原料气中CO，其反应原理为：
[Cu（NH₃）₂CH₃COO]（l）+CO（g）+NH₃（g）?[Cu（NH₃）₃]CH₃COO•CO（l）；△H＜0
吸收CO后的乙酸铜氨液经过适当处理后又可再生，恢复其吸收CO的能力以供循环使用，再生的适宜条件是B．（填写选项编号）
A．高温、高压　 　B．高温、低压　　 C．低温、低压　　　　D．低温、高压
（3）氨气制取尿素[CO（NH₂）₂]的反应为：2NH₃（g）+CO₂（g）?CO（NH₂）₂（1）+H₂O（g）△H＜0．某温度下，向容积为100L的密闭容器中通入4molNH₃和2molCO₂，该反应进行到40s时达到平衡，此时CO₂的转化率为50%．该温度下此反应平衡常数K为2500L²•mol^-2．
（4）取两个相同的恒容容器，保持相同温度，并加入等量的CO₂气体，根据实验数据绘制出c（NH₃）随时间（t）变化的曲线如图2所示，若A、B分别为不同温度时测定的曲线，则A（填“A”或“B”）曲线所对应的实验温度高，判断的依据是A曲线起始浓度小，但在20min时间内反应速率快，说明其温度高．
（5）已知某些弱电解质在水中的电离平衡常数（25℃）如下表：

弱电解质	H2CO3	NH3•H2O
电离平衡常数	Ka1=4.30×10-7　　　　Ka2=5.61×10-11	Kb=1.77×10-5

现有常温下0.1mol•L^-1的（NH₄）₂CO₃溶液，
①该溶液呈碱性（填“酸”、“中”、“碱”），原因是由于NH₃•H₂O的电离平衡常数大于HCO₃^-的电离平衡常数，因此CO₃^2-水解程度大于NH₄⁺水解程度，溶液中c（OH^-）＞c（H⁺），溶液呈碱性．
②该（NH₄）₂CO₃溶液中各微粒浓度之间的关系式不正确的是B．　
A、c（NH₄⁺）＞c（CO₃^2-）＞c（HCO₃^-）＞c（NH₃•H₂O）
B、c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（HCO₃^-）+c（OH^-）+c（CO₃^2-）
C、c（CO₃^2-）+c（HCO₃^-）+c（H₂CO₃）=0.1mol•L^-1
D、c（NH₄⁺）+c（NH₃•H₂O）=2c（CO₃^2-）+2c（HCO₃^-）+2c（H₂CO₃）

Answer 1

分析 （1）依据图象分析各个反应过程中能量变化情况，写出热化学方程式，依据盖斯定律计算CH₄（g）与H₂O（g）反应生成CO（g）和H₂（g）的反应热，据此写出热化学方程式；
（2）依据平衡移动方向分析判断需要的条件，反应是气体体积减小的放热反应，平衡逆向进行是再生的原理；
（3）依据化学方程式和平衡常数概念写出表达式，注意尿素是固体；根据化学平衡三段式列式计算平衡浓度，计算平衡常数；
（4）根据图象中曲线的斜率比较化学反应速率，判断A、B温度的大小；
（5）①依据弱电解质电离平衡常数比较弱电解质强弱，盐类水解原理分析判断溶液酸碱性；
②依据溶液中离子性质，电荷守恒、物料守恒、离子浓度大小比较的方法分析选择．

解答 解：（1）由图象分析反应过程都是能量降低的过程，说明反应是放热反应；反应的热化学方程式分别为：
①CH₄（g）+2O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-846.3KJ/mol
②CO（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=CO₂（g）△H=-282KJ/mol
③H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=H₂O（g）△H=-241.8KJ/mol
由盖斯定律①-③×3-②得到：CH₄（g）+H₂O（g）=CO（g）+3H₂ （g）△H=+161.1kJ•mol^-1，
故答案为：CH₄（g）+H₂O（g）=CO（g）+3H₂ （g）△H=+161.1kJ•mol^-1；
（2）吸收CO后的乙酸铜氨液经过适当处理后又可再生，恢复其吸收CO的能力以供循环使用，依据化学平衡[Cu（NH₃）₂CH₃COO]（l）+CO（g）+NH₃（g）?[Cu（NH₃）₃]CH₃COO•CO（l）；△H＜0，反应是气体体积减小的放热反应，平衡逆向进行是再生的原理，再生的适宜条件是高温低压；
故答案为：B；
（3）2NH₃（g）+CO₂（g）?CO（NH₂）₂（l）+H₂O（g）．依据化学方程式和平衡常数概念写出平衡常数K=$\frac{c（{H}_{2}O）}{c（C{O}_{2}）{c}^{2}（N{H}_{3}）}$，向容积为100L的密闭容器中通入4mol NH₃和2molCO₂，该反应进行到40s时达到平衡，反应达到平衡时CO₂的转化率为50%，消耗二氧化碳浓度0.02mol/L×50%=0.01mol/mol；
                 2NH₃（g）+CO₂（g）?CO（NH₂）₂（l）+H₂O（g）
起始量（mol/L）  0.04        0.02         0            0
变化量（mol/L）  0.02         0.01        0           0.01
平衡量（mol/L）   0.02       0.01         0           0.01
K=$\frac{c（{H}_{2}O）}{c（C{O}_{2}）{c}^{2}（N{H}_{3}）}$=$\frac{0.01}{0.0{2}^{2}×0.01}$=2500L²•mol^-2，
故答案为：2500 L²•mol^-2；
（4）图象中纵坐标为c（NH₂COO^-），横坐标为时间，所以斜率为NH₂COO^-的反应速率，根据图象可知A曲线的斜率大，其反应速率大，说明温度高，
故答案为：A；A曲线起始浓度小，但在20min时间内反应速率快，说明其温度高；
（5）①分析电离平衡常数可知电离程度，NH₃•H₂O＞H₂CO₃＞HCO₃^-，对应盐水解程度NH₄⁺＜HCO^3-＜CO₃^2-，常温下0.1mol•L^-1的（NH₄）₂CO₃溶液呈碱性，由于NH₃•H₂O的电离平衡常数大于HCO₃^-的电离平衡常数，因此CO₃^2-水解程度大于NH₄⁺水解程度，溶液中c （OH^-）＞c（H⁺），溶液呈碱性；
故答案为：碱，由于NH₃•H₂O的电离平衡常数大于HCO₃^-的电离平衡常数，因此CO₃^2-水解程度大于NH₄⁺水解程度，溶液中c （OH^-）＞c（H⁺），溶液呈碱性；
②A．溶液中铵根离子浓度大于碳酸根离子浓度，碳酸根离子水解程度大于铵根离子水解程度，所以溶液中离子浓度大小为：c（NH₄⁺）＞c（CO₃^2-）＞c（HCO₃^-）＞c（NH₃•H₂O），故A正确；
B．溶液中存在电荷守恒为：c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（HCO₃^-）+c（OH^-）+2c（CO₃^2-），故B错误；
C．依据溶液中物料守恒得到：c（CO₃^2-）+c（HCO₃^-）+c（H₂CO₃）=0.1mol•L^-1 ，故C正确；
D．依据溶液中物料守恒，n（N）：n（C）=2：1，结合溶液中离子种类和守恒关系得到：c（NH₄⁺）+c（NH₃•H₂O）=2c（CO₃^2-）+2c（HCO₃^-）+2c（H₂CO₃），故D正确；
故答案为：B．

点评 本题考查了热化学方程式书写方法，化学平衡影响因素分析，电解质溶液中离子浓度关系的应用判断，掌握基础是关键，题目难度较大．