Question

运用化学反应原理研究氮、氧等单质及其化合物的反应有重要意义．
（1）合成氨反应N₂ （g）+3H₂（g）=2NH₃（g），若在恒温、恒压条件下向平恒体系中通入氩气，则平衡______移动（填“向左”“向右”或“不”）；使用催化剂______反应的△H（填“增大”“减小”或“不改变”）．
（2）已知：O₂ （g）=O₂⁺（g）+e-△H₁=1175.7kJ•mol^-1
PtF₆（g）+e-=PtF₆^-（g）△H₂=-771.1kJ•mol^-1
O₂⁺P_tF₆^-（S）=O₂⁺ （g）+P_tF₆^-（g）△H₃=482.2kJ•mol^-1
则反应O₂（g）+PtF₆（g）=O₂⁺P_tF₆^-（S）   的△H=______ kJ•mol^-1．
（3）在25℃下，向浓度均为0.1mol•L^-1的MgCl₂和CuCl₂混合溶液中逐滴加入氨水，先生成______沉淀（填化学式），生成该沉淀的离子方程式为______．已知25℃时K_sp[Mg（OH）₂]=1.8×10^-11，K_sP[Cu（OH）₂]=2.2×10^-20．
（4）在25℃下，将a mol•L^-1的氨水与0.01mol•L^-1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）．则溶液显______性（填“酸”“碱”或“中”）；用含a的代数式表示NH₃•H₂O的电离常数K_b=______．

Answer

（1）由恒温、恒压条件下向平恒体系中通入氩气，则反应体系的体积增大，由催化剂只能改变反应途径而不能改变反应的始终态来分析；
（2）根据盖斯定律来分析已知的反应与目标反应的关系，然后计算反应热；
（3）根据难溶物的溶度积来分析先沉淀的物质，然后书写离子反应方程式，注意弱电解质应保留化学式来解答；
（4）根据电荷守恒及反应平衡时溶液中c（NH4+）=c（Cl-）分析溶液的酸碱性，利用离子浓度来计算电离常数．
【解析】
（1）恒温、恒压条件下向平恒体系中通入氩气，则反应体系体积增大，相当于压强减小，则平衡向气体体积增大的方向移动，即左移；
因使用催化剂只是改变了反应的途径，没有改变反应物与生成物的状态，则△H不变，故答案为：向左；不改变；
（2）①O2 （g）=O2+（g）+e-△H1=1175.7kJ•mol-1
②PtF6（g）+e-=PtF6-（g）△H2=-771.1kJ•mol-1
③O2+PtF6-（S）=O2+ （g）+PtF6-（g）△H3=482.2kJ•mol-1
利用盖斯定律，则①+②-③可得反应O2（g）+PtF6（g）=O2+PtF6-（S），则△H=△H1+△H2-△H3=-78.2 kJ•mol-1，故答案为：-78.2；
（3）由于KsP[Cu（OH）2]=2.2×10-20＜Ksp[Mg（OH）2]=1.8×10-11，所以Cu（OH）2先生成沉淀；一水合氨、氢氧化铜在书写离子方程式应保留化学式，
则离子方程式为2NH3•H2O+Cu2+=Cu（OH）2↓+2 NH4+，故答案为：Cu（OH）2；2NH3•H2O+Cu2+=Cu（OH）2↓+2 NH4+；
（4）根据溶液的电中性原则，c（NH4+）=c（Cl-），则c（H+）=c（OH-），则溶液显中性；
又Kb=，c（NH4+）=c（Cl-）=0.005 mol•L-1；[H+]=[OH-]=1×10-7 mol•L-1（因为是25℃下且为中性）；
[NH3•H2O]=mol•L-1-0.005 mol•L-1，则Kb=mol•L-1，故答案为：mol•L-1．