Question

18．一定溫度下，在恒容密閉容器中充入2molNO₂與1molO₂發(fā)生反應如下：
4NO₂（g）+O₂（g）?2N₂O₅（g）
（1）已知平衡常數(shù)K_350℃＜K_300℃，則該反應是放熱反應（填“吸熱”或“放熱”）； 常溫下，該反應能逆向自發(fā)進行，原因是逆反應方向的△S＞0．
（2）下列有關該反應的說法正確的是BD．
A．擴大容器體積，平衡向逆反應方向移動，混合氣體顏色變深
B．恒溫恒容下，再充入2molNO₂和1molO₂，再次達平衡時NO₂轉化率增大
C．恒溫恒容下，當容器內的密度不再改變，則反應達到平衡狀態(tài)
D．若該反應的平衡常數(shù)增大，則一定是降低了溫度
（3）燃煤和汽車尾氣是造成空氣污染產生霧霾的原因之一．消除汽車尾氣是減少城市空氣污染的熱點研究課題．
已知：①N₂（g）+O₂（g）═2NO（g）△H═+180.5kJ•mol^-1
②CO（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═CO₂ （g）△H═-283kJ•mol^-1
則汽車尾氣中NO和CO在催化轉化器中相互反應成無污染的氣體的熱化學方程式是2NO（g）+2CO（g）=N₂（g）+2CO₂（g））△H=-746.5kJ•mol^-1．
在密閉容器中發(fā)生上述反應時，c（CO₂）隨溫度（T）、催化劑表面積（S）和時間（t）的變化曲線，如圖所示．已知當固體催化劑的質量一定時，增大其表面積可提高化學反應速率．若催化劑的表面積S₁＞S₂，在上圖中畫出c（CO₂）在T₂、S₂條件下達到平衡過程中的變化曲線．
（4）氮的化合物種類較多，如NH₃、NO、NO₂、HNO₃、硝酸鹽等．
①亞硝酸是一種弱酸，能證明亞硝酸是弱電解質的是ADEF
A．常溫下，亞硝酸鈉溶液的pH＞7
B．亞硝酸能和NaOH發(fā)生中和反應
C．用亞硝 酸 溶液做導電性實驗，燈泡很暗
D.0.1mol•L^-1 HNO₂溶液的pH═2.1
E．NaNO₂和H₃PO₄反應，生成HNO₂
F．常溫下，將pH=3的亞硝酸溶液稀釋10倍，pH＜4
②根據酸堿質子理論，凡是能給出質子的分子或離子都是酸，凡是能結合質子的分子或離子都是堿．按照這個理論，下列微粒屬于兩性物質的是acd
a．H₂O    b．NO₂^-   c．H₂NCH₂COOH    d．H₂PO₄^-    e．H₂S
③與氮同主族的磷元素形成的Na₂HPO₄溶液顯堿性，若向該溶液中加入足量的CaCl₂溶液，溶液則顯酸性，其原因是3Ca²⁺+2HPO₄^2-═Ca₃（PO₄）₂↓+2H⁺（用離子方程式表示）．
（5）X、Y、Z、W分別是HNO₃、NH₄NO₃、NaOH、NaNO₂四種強電解質中的一種．下表是常溫下濃度均為0.01mol•L^-1的X、Y、Z、W溶液的pH．

0.01mol•L-1 的溶液	X	Y	Z	W
pH	12	2	8.5	4.5

將X、Y、Z各1mol•L^-1同時溶于水中制得混合溶液，則混合溶液中各離子的濃度由大到小的順序為c（Na⁺）＞c（NO₃^-）＞c（NO₂^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）．

Answer 1

分析 （1）平衡常數(shù)K_350℃＜K_300℃，說明溫度升高時平衡逆向移動，△H-T△S＜0時，反應能夠自發(fā)進行；
（2）A、擴大容器體積，平衡逆向移動，但各組分濃度都減�。�
B、恒溫恒容下，再充入2molNO₂和1molO₂，相當于加壓，平衡正向移動；
C、容器體積不變，氣體質量不變；
D、正反應放熱，降溫平衡正向移動；
（3）應用蓋斯定律解題，接觸面積越大反應速率越快，到達平衡的時間越短，催化劑的表面積S₁＞S₂，S₂條件下達到平衡所用時間更長，但催化劑不影響平衡移動，平衡時二氧化碳的濃度與溫度T₁到達平衡時相同；
（4）①部分電離的電解質是弱電解質，如果亞硝酸部分電離則亞硝酸是弱電解質，可以根據酸溶液或鈉鹽溶液的pH判斷；
②所給微粒中既能結合H⁺又能提供H⁺的有H₂PO₄^-、H₂O和H₂N-CH₂COOH，因此這四種物質從酸堿質子理論的角度上看既是酸又是堿，即兩性物質；
③若向Na₂HPO₄溶液中加入足量的CaCl₂溶液，HPO₄^2-離子和Ca²⁺離子反應生成沉淀，促進HPO₄^2-的電離，溶液顯示酸性；
（5）X、Y、Z各1mol•L^-1同時溶于水中制得混合溶液，溶液中的溶質為等物質的量濃度的硝酸鈉和亞硝酸鈉，亞硝酸鈉能水解而使溶液呈堿性，則c（OH^-）＞c（H⁺），鈉離子和硝酸根離子都不水解，但鹽類水解較微弱，所以離子濃度大小關系是c（Na⁺）＞c（NO₃^-）＞c（NO₂^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；

解答 解：（1）溫度升高時平衡逆向移動，說明正反應放熱；該反應的正反應放熱，則逆反應吸熱，△H＞0，若逆反應能夠自發(fā)進行，則其，△H-T△S＜0，必須要△S＞0，故答案為：放熱；逆反應方向的△S＞0；
（2）A、擴大容器體積，無論平衡怎樣移動，各組分濃度都減小，混合氣體顏色變淺，故A錯誤；
B、與開始加入比例相同加入反應物，平衡正向移動，反應物轉化率增大，故B正確；
C、容器中氣體密度始終不變，所以密度不變不能說明反應達到平衡狀態(tài)，故C錯誤；
D、降溫平衡正向移動，化學平衡常數(shù)增大，故D正確；
故答案為：BD；
（3）由①N₂（g）+O₂（g）=2NO（g）△H=+180.5kJ•mol^-1
②CO（g）+1/2O₂（g）=CO₂ （g）△H=-283kJ•mol^-1
2×②-①得：2NO（g）+2CO（g）=N₂（g）+2CO₂（g））△H=-746.5kJ•mol^-1，
接觸面積越大反應速率越快，到達平衡的時間越短，催化劑的表面積S₁＞S₂，S₂條件下達到平衡所用時間更長，但催化劑不影響平衡移動，平衡時二氧化碳的濃度與溫度T₂到達平衡時相同，故c（CO₂）在T₂、S₂條件下達到平衡過程中的變化曲線為：，
故答案為：2NO（g）+2CO（g）=N₂（g）+2CO₂（g））△H=-746.5kJ•mol^-1；
；
（4）①A、亞硝酸鈉溶液的pH＞7，說明亞硝酸鈉是強堿弱酸鹽，其溶液呈堿性，所以能證明亞硝酸是弱酸，故A正確；
B、亞硝酸能與氫氧化鈉發(fā)生中和反應只能說明亞硝酸具有酸性，不能說明亞硝酸的電離程度，所以不能證明亞硝酸是弱酸，故B錯誤；
C、用亞硝酸鈉溶液作導電實驗，燈泡很暗，不能說明亞硝酸的電離程度，所以不能證明亞硝酸是弱酸，故C錯誤；
D、常溫下，將pH=3的亞硝酸溶液稀釋10倍，pH＜4，說明稀釋亞硝酸時，其氫離子物質的量增大，存在電離平衡，故D正確；
E．NaNO₂和H₃PO₄反應，生成HNO₂，磷酸是弱酸可以制備亞硝酸，說明亞硝酸為弱酸，故E正確；
F．常溫下，將pH=3的亞硝酸溶液稀釋10倍，若為強酸PH應為4，若為弱酸，溶液中存在電離平衡，加水稀釋又電離溶液pH＜4，故F正確；
故答案為：ADEF；
②根據酸堿質子理論，凡是能給出質子的分子或離子都是酸，凡是能結合質子的分子或離子都是堿，質子就是氫離子．所給微粒中既能結合H⁺又能提供H⁺的有H₂PO₄^-、H₂O和H₂N-CH₂COOH，因此這四種物質從酸堿質子理論的角度上看既是酸又是堿，即兩性物質，
故答案為：acd；
③HPO₄^2-離子既能發(fā)生電離又能發(fā)生水解，電離反應式為HPO₄^2-?PO₄^3-+H⁺，水解反應式為HPO₄^2-+H₂O?H₂PO₄^-+OH^-，溶液呈堿性，說明水解程度大于電離程度；
由于HPO₄^2-離子和Ca²⁺離子反應生成沉淀：3Ca²⁺+2HPO₄^2-═Ca₃（PO₄）₂↓+2H⁺，促進HPO₄^2-的電離，溶液則顯酸性，
故答案為：3Ca²⁺+2HPO₄^2-═Ca₃（PO₄）₂↓+2H⁺；
（5）X、Y、Z各1mol•L^-1同時溶于水中制得混合溶液，溶液中的溶質為等物質的量濃度的硝酸鈉和亞硝酸鈉，亞硝酸鈉能水解而使溶液呈堿性，則c（OH^-）＞c（H⁺），鈉離子和硝酸根離子都不水解，但鹽類水解較微弱，所以離子濃度大小關系是c（Na⁺）＞c（NO₃^-）＞c（NO₂^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺），
故答案為：c（Na⁺）＞c（NO₃^-）＞c（NO₂^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；

點評 本題考查了反應自發(fā)進行的條件、化學平衡的移動、鹽類水解以及離子濃度大小比較，圖象的理解應用，考查范圍廣，題目難度較大．