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【题目】氨气及其相关产品是基本化工原料,在化工领域中具有重要的作用.
(1)以铁为催化剂,0.6mol氮气和1.8mol氢气在恒温、容积恒定为1L的密闭容器中反应生成氨气,20min后达到平衡,氮气的物质的量为0.3mol.
该反应体系未达到平衡时,增大压强对逆反应速率的影响是(填增大、减少或不变).
(2)①N2H4是一种高能燃料,有强还原性,可通过NH3和NaClO反应制得,写出该制备反应的化学方程式
②N2H4的水溶液呈弱碱性,室温下其电离常数K1=1.0×106 , 则0.01molL1 N2H4水溶液的pH等于
(忽略N2H4的二级电离和H2O的电离).
③已知298K和101KPa条件下,32.0gN2H4在氧气中完全燃烧生成氮气和水,放出热量624kJ,则N2H4(l)的标准燃烧热的热化学方程式
(3)科学家改进了NO2转化为HNO3的工艺(如虚框所示),在较高的操作压力下,提高N2O4/H2O的质量比和O2的用量,能制备出高浓度的硝酸.

实际操作中,增大N2O4 , 对此请给出合理解释

【答案】
(1)增大
(2)NaClO+2NH3=N2H4+NaCl+H2O;10;N2H4(l)+O2(g)=N2(g)+2H2O(l)△H=﹣624KJ/mol
(3)提高了N2O4的浓度,有利于平衡向正方向移动,得到高浓度的硝酸
【解析】解:(1.)对于有气体参加的反应,增大压强正逆反应速率都加快,所以增大压强逆反应速率加快,所以答案是:增大;
(2.)①该反应中,次氯酸钠被氨气含有生成氯化钠,氨气被氧化生成肼,同时还有水生成,所以该反应方程式为:NaClO+2NH3=N2H4+NaCl+H2O;所以答案是:NaClO+2NH3=N2H4+NaCl+H2O;②电离方程式为N2H4+H2ON2H5++OH , 室温下其电离常数K1≈1.0×106 , 则0.01molL1N2H4水溶液中c(N2H5+)≈c(OH),K= = =1.0×106 , 所以c(OH)=104mol/L,则c(H+)=1010mol/L,则溶液的pH=10;所以答案是:10;③32.0g肼的物质的量为1mol,1molN2H4在氧气中完全燃烧生成氮气放出热量624kJ,所以其热化学反应方程式为:N2H4(l)+O2(g)=N2(g)+2H2O(l)△H=﹣624KJ/mol,所以答案是:N2H4(l)+O2(g)=N2(g)+2H2O(l)△H=﹣624KJ/mol;
(3.)2N2O4+2H2O+O2=4HNO3 , 则提高了N2O4的浓度,有利于平衡向正方向移动,得到高浓度的硝酸;所以答案是:提高了N2O4的浓度,有利于平衡向正方向移动,得到高浓度的硝酸.
【考点精析】解答此题的关键在于理解化学平衡状态本质及特征的相关知识,掌握化学平衡状态的特征:“等”即 V正=V逆>0;“动”即是动态平衡,平衡时反应仍在进行;“定”即反应混合物中各组分百分含量不变;“变”即条件改变,平衡被打破,并在新的条件下建立新的化学平衡;与途径无关,外界条件不变,可逆反应无论是从正反应开始,还是从逆反应开始,都可建立同一平衡状态(等效),以及对弱电解质在水溶液中的电离平衡的理解,了解当弱电解质分子离解成离子的速率等于结合成分子的速率时,弱电解质的电离就处于电离平衡状态;电离平衡是化学平衡的一种,同样具有化学平衡的特征.条件改变时平衡移动的规律符合勒沙特列原理.

练习册系列答案
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【题目】A、B、C、D是元素周期表中前10号元素,它们的原子半径依次减小.D能分别与A、B、C形成电子总数相等的分子M、N、W,且在M、N、W分子中,A、B、C 三原子都采取sp3杂化.
(1)A、B、C的第一电离能由小到大的顺序为(用元素符号表示).
(2)M是含有(填“极性”或“非极性”)共价键的(填“极性”或“非极性”)分子.
(3)W分子的空间构型为

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【题目】是重要的核工业原料。下列有关说法正确的是

A. 原子核中含有92个中子 B. 原子核外有143个电子

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【题目】Ι.50mL 0.50mol/L盐酸跟50mL 0.55mol/L NaOH溶液中和反应过程中所放出的热量计算中和热

(1)烧杯间填满泡沫塑料的作用是___________________________________

(2)大烧杯上若不盖硬纸板,求得的中和热数值______(填偏大”、“偏小”、“无影响”)

(3)如图所示,仪器A的名称是____________________

(4)重复三次实验,记录的实验数据如下:

实验用品

溶液温度

t1

t2

50 mL 0.55 mol·L-1

NaOH溶液

50 mL 0.5 mol·L-1

HCl溶液

20 ℃

23.3 ℃

50 mL 0.55 mol·L-1

NaOH溶液

50 mL 0.5 mol·L-1

HCl溶液

20 ℃

25.5 ℃

50 mL 0.55 mol·L-1

NaOH溶液

50 mL 0.5 mol·L-1

HCl溶液

20 ℃

23.5 ℃

已知:Q=cmΔt,反应后溶液的比热容c4.18 kJ·℃-1·kg-1,各物质的密度均为1 g·cm-3。计算ΔH=___________kJ/mol

(5)实验中改用80mL 0.50mol/L盐酸跟100mL 0.55mol/L NaOH溶液进行反应,与上述实验相比,所放出的热量______(填相等、不相等),所求中和热______(填相等、不相等”).

Ⅱ.某研究性学习小组设计了一组实验来探究元素周期律。甲同学一次性完成N、C、Si的非金属性强弱的比较;乙同学完成了氧元素的非金属性比硫强的实验。

(1)从以下所给物质中选出甲同学设计的实验所用到物质:

HNO3溶液稀盐酸碳酸钙④Na2SiO3 溶液⑤SiO2

试剂A_________;试剂C_________(填序号)

(2)乙同学设计的实验所用到试剂A________;装置C中反应的化学方程式为___________________________

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A.向Na2CO3溶液中滴加酚酞试液变红色
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【题目】汽车的启动电源常用铅蓄电池。放电时的电池反应为:PbO2+Pb+2H2SO42PbSO4+2H2O,根据此反应判断下列说法正确的是(  )

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已知:N2(g)+2O2(g)===N2O4(g) ΔH=+10.7 kJ·mol1

N2H4(g)+O2(g)===N2(g)+2H2O(g) ΔH=-543 kJ·mol1

写出气态肼和N2O4反应的热化学方程式:_______________________________

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②如图2所示为用惰性电极电解100 mL 0.5 mol·L1CuSO4溶液,a电极上的电极反应式为____________。若a电极产生56 mL(标准状况)气体,则所得溶液的pH=______(不考虑溶液体积变化),若要使电解质溶液恢复到电解前的状态,可加入_____(填序号)。

a.CuO b.Cu(OH)2 c.CuCO3 d.Cu2(OH)2CO3

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