Question

(16分)運(yùn)用化學(xué)反應(yīng)原理研究NH3的性質(zhì)具有重要意義。請(qǐng)回答下列問題：

（1）已知：①4NH3(g)+3O2(g)===2N2(g)+6H2O(g) H=-1266.8kJ·mol-1

②N2(g)+O2(g)===2NO(g) H=180.5kJ·mol-1

寫出氨高溫催化氧化的熱化學(xué)方程式 。

（2）氨氣、空氣可以構(gòu)成燃料電池，其電池反應(yīng)原理為4NH3+3O2===2N2+6H2O。則原電解質(zhì)溶液顯 (填“酸性”、“中性”或“堿性”)，負(fù)極的電極反應(yīng)式為 。

（3）合成氨技術(shù)的創(chuàng)立開辟了人工固氮的重要途徑，其研究來自正確的理論指導(dǎo)，合成氨反應(yīng)的平衡常數(shù)K值和溫度的關(guān)系如下：

①由上表數(shù)據(jù)可知該反應(yīng)為放熱反應(yīng)，理由是 ；

②理論上，為了增大平衡時(shí)H2的轉(zhuǎn)化率，可采取的措施是 (填字母序號(hào))；

a．增大壓強(qiáng) b．使用合適的催化劑

c．升高溫度 d．及時(shí)分離出產(chǎn)物中的NH3

③400oC時(shí)，測(cè)得某時(shí)刻氨氣、氮?dú)�、氫氣的物質(zhì)的量濃度分別為3mol·L-1、2mol·L-1、1mol·L-1時(shí)，此時(shí)刻該反應(yīng)的v正(N2) v逆(N2)(填“>”、“<”或“=”)。

（4）①25oC時(shí)，將amol·L-1的氨水與0.1mol·L-1的鹽酸等體積混合。當(dāng)溶液中c(NH4+)=c(Cl-)時(shí)，用含a的代數(shù)式表示NH3·H2O的電離常數(shù)Kb= ；

②向25mL0.10mol·L-1的鹽酸中滴加氨水至過量，該過程中離子濃度大小關(guān)系一定不正確的是 (填字母序號(hào))。

a．c(Cl-)>c(H+)>c(NH4+)>c(OH-) b．c(C1-)>c(NH4+)=c(H+)>c(OH-)

c．c(NH4+)>c(OH-)>c(Cl-)>c(H+) d．c(OH-)>c(NH4+)>c(H+)>c(Cl-)

 

Answer 1

（1）4NH3(g)+5O2(g)===4NO(g)+6H2O(g) H=-905.8kJ·mol-1。

（2）堿性，2NH3+6OH－—6e－===N2+6H2O。

（3）①隨著溫度的升高，平衡常數(shù)減��；②ad ；③＜。

（4）①10?8/a-0.1；②d。

【解析】

試題分析：（1）已知：①4NH3(g)+3O2(g)===2N2(g)+6H2O(g) H=-1266.8kJ·mol-1，

②N2(g)+O2(g)===2NO(g) H=180.5kJ·mol-1，根據(jù)蓋斯定律：①+②×2得氨高溫催化氧化的熱化學(xué)方程式為4NH3(g)+5O2(g)===4NO(g)+6H2O(g) H=-905.8kJ·mol-1。 （2）氨氣、空氣可以構(gòu)成燃料電池，其電池反應(yīng)原理為4NH3+3O2===2N2+6H2O。為減少氨氣的溶解損失，則原電解質(zhì)溶液顯堿性，負(fù)極的電極反應(yīng)式為2NH3+6OH－—6e－===N2+6H2O。（3）①由上表數(shù)據(jù)可知該反應(yīng)為放熱反應(yīng)，理由是隨著溫度的升高，平衡常數(shù)減小；②合成氨的反應(yīng)正向?yàn)闅怏w體積減小的放熱反應(yīng)，為了增大平衡時(shí)H2的轉(zhuǎn)化率，需使平衡正向移動(dòng)，a．增大壓強(qiáng)，平衡正向移動(dòng)，正確；b．使用合適的催化劑，平衡不移動(dòng)，錯(cuò)誤； c．升高溫度，平衡逆向移動(dòng)，錯(cuò)誤；d．及時(shí)分離出產(chǎn)物中的NH3，平衡正向移動(dòng)，正確，選ad ；③利用Q與K的關(guān)系判斷。400oC時(shí)，測(cè)得某時(shí)刻氨氣、氮?dú)�、氫氣的物質(zhì)的量濃度分別為3mol·L-1、2mol·L-1、1mol·L-1時(shí)，此時(shí)刻Q=4.5，K=0.5，Q＞K，反應(yīng)逆向進(jìn)行，v正(N2)＜v逆(N2)。 （4）①根據(jù)電荷守恒有c（NH4+）+c（H+）=c（Cl-）+c（OH-），由于c（NH4+）=c（Cl-），故c（H+）=c（OH-），溶液呈中性，故溶液中c（OH-）=10-7mol/L，溶液中c（NH4+）=c（Cl-）=1/2×0.1mol?L-1=0.05mol?L-1，故混合后溶液中c（NH3．H2O）=1/2amol?L-1-0.05mol?L-1=（0.5a-0.05）mol/L，NH3?H2O的電離常數(shù)Kb=10?7×0.05/0.5a-0.05=10?8/a-0.1；②鹽酸與氨水反應(yīng)可能出現(xiàn)三種情況：Ⅰ、鹽酸過量，體系為NH4Cl和HCl溶液：a鹽酸過量的較多（即開始向酸液中滴加氨水）時(shí)，c（Cl-）＞c（H+）＞c（NH4+）＞c（OH-）；b鹽酸稍稍過量時(shí)：c（Cl-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-）；Ⅱ、兩者恰好完反應(yīng)，體系為NH4Cl溶液：c（Cl-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-）；Ⅲ、氨水過量：體系為NH4Cl溶液和NH3．H2O：a氨水稍過量時(shí)，溶液呈中性：c （Cl-）=c（NH4+）＞c（H+）=c（OH-）；b氨水稍稍過量時(shí)，溶液呈中性以前：c（NH4+）＞c（Cl-）＞c（H+）＞c（OH-）；c氨水過量較多時(shí)，溶液呈堿性：c（NH4+）＞c（Cl-）＞c（OH-）＞c（H+）或c(NH4+)>c(OH-)>c(Cl-)>c(H+)，綜上所述，不可能出現(xiàn)c(OH-)>c(NH4+)>c(H+)>c(Cl-)，選d。

考點(diǎn)：考查蓋斯定律、焓變的計(jì)算，燃料電池，化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡，電離常數(shù)計(jì)算及離子濃度大小比較。