Question

19．用化學反應原理研究NH₃的性質具有重要意義．請回答下列問題：
（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方程式4NH₃（g）+5O₂（g）═4NO（g）+6H₂O（g）△H=-905.8kJ•mol^-1．
（2）氨氣、空氣可以構成燃料電池，則原電解質溶液顯堿性（填“酸性”、“中性”或“堿性”），
負極的電極反應式為2NH₃+6OH^--6e^-═N₂+6H₂O．
（3）在0.5L的密閉容器中，一定量的N₂和H₂發(fā)生反應：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=akJ/mol，其化學平衡常數K與溫度的關系如下：

溫度/oC	200	300	400
K	1.0	0.86	0.5

①由上表數據可知a＜0 （填“＞”、“＜”或“=”）．
②理論上，為了增大平衡時H₂的轉化率，可采取的措施是ad（填字母序號）．
a．增大壓強    b．使用合適的催化劑
c．升高溫度    d．及時分離出產物中的NH₃
③400^oC時，測得某時刻氨氣、氮氣、氫氣的物質的量分別為3mol、2mol、1mol，此時刻該反應的v_正（N₂）＜v_逆（N₂）（填“＞”、“＜”或“=”）．
（4）25^oC時，將amol•L^-1的氨水與0.1mol•L^-1的鹽酸等體積混合
①當溶液中離子濃度關系滿足c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）時，反應的情況可能為a（填字母序號）．
a．鹽酸不足，氨水剩余 b．氨水與鹽酸恰好完全反應 c．鹽酸過量
②當溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）時，用含a的代數式表示NH₃•H₂O的電離常數K_b=$\frac{1{0}^{-8}}{a-0.1}$．

Answer 1

分析 （1）已知：①4NH₃（g）+3O₂（g）=2N₂（g）+6H₂O（g）；△H=-1266.8kJ/mol；②N₂（g）+O₂（g）=2NO（g）；△H=+180.5kJ/mol，利用蓋斯定律可求知反應熱；
（2）氨氣為堿性氣體，易與酸反應，應用堿性電解質，負極發(fā)生氧化反應；
（3）①依據升高溫度平衡常數減小，據此判斷反應的熱效應確定a值；
②為了增大平衡時H₂的轉化率，平衡正向進行，依據勒沙特列原理分析選項解答；
③依據濃度商Qc和平衡常數K比較判斷反應進行的方向；
（4）①溶液中離子濃度關系滿足c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）時，由電荷守恒可知c（H⁺）＜c（OH^-），溶液呈堿性，結合選項根據反應物量的關系，判斷溶液酸堿性；
②根據電荷守恒判斷溶液中氫離子與氫氧根離子濃度的相對大小，進而判斷溶液的酸堿性；
溶液中存在平衡NH₃．H₂O?NH₄⁺+OH^-，根據溶液的pH值計算溶液中c（OH^-），根據氯離子濃度計算c（NH₄⁺），利用物料守恒計算溶液中c（NH₃．H₂O），代入NH₃•H₂O的電離常數表達式計算．

解答 解：（1）：①4NH₃（g）+3O₂（g）=2N₂（g）+6H₂O（g）△H=-1266.8kJ/mol，
②N₂（g）+O₂（g）=2NO（g）△H=+180.5kJ/mol，
利用蓋斯定律①-2×②可得：4NH₃（g）+5O₂（g） $\frac{\underline{\;催化劑\;}}{△}$4NO（g）+6H₂O（g）；△H=-905.8KJ/mol；
故答案為：4NH₃（g）+5O₂（g） $\frac{\underline{\;催化劑\;}}{△}$4NO（g）+6H₂O（g）；△H=-905.8KJ/mol；
（2）氨氣為堿性氣體，易與酸反應，所以電解質溶液應呈堿性，負極發(fā)生氧化反應，氨氣被氧化生產氮氣，電極反應式為2NH₃-6e^-+6OH^-=N₂+6H₂O，
故答案為：堿性；2NH₃-6e^-+6OH^-=N₂+6H₂O；
（3）①依據圖中數據可知，溫度升高，反應的化學平衡常數減小，平衡逆向移動，則正反應為放熱反應，所以a＜0；
故答案為：＜；
②反應是N₂+3H₂$\frac{\underline{\;\;催化劑\;\;}}{高溫高壓}$2NH₃，反應是氣體體積減小的放熱反應，為了增大平衡時H₂的轉化率，平衡正向進行分析，
a．增大壓強，平衡正向進行，氫氣轉化率增大，故a符合；
b．使用合適的催化劑，改變反應速率，不能改變平衡，氫氣轉化率不變，故b不符合；
c．升高溫度平衡逆向進行，氫氣轉化率減小，故c不符合；
d．及時分離出產物中的NH₃，平衡正向進行，氫氣轉化率增大，故d符合；
故答案為：ad；
③400^oC時，測得某時刻氨氣、氮氣、氫氣的物質的量分別為3mol、2mol、1mol，則氨氣、氮氣、氫氣的物質的量濃度分別為：6mol•L^-1、4mol•L^-1、2mol•L^-1時，Qc=$\frac{{6}^{2}}{2×{1}^{3}}$=18＞K=0.5，說明反應向逆反應方向進行，因此v_正（N₂）＜v_逆（N₂），
故答案為：＜；
（4）①溶液中離子濃度關系滿足c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）時，由電荷守恒可知c（H⁺）＜c（OH^-），溶液呈堿性，
a．鹽酸不足，氨水剩余，反應后溶液為氯化銨和一水合氨混合物，溶液可能顯堿性，故a選；
 b．氨水與鹽酸恰好完全反應生成氯化銨，氯化銨為強酸弱堿鹽，水解顯酸性，故b不選；
 c．鹽酸過量反應生成氯化銨和鹽酸，溶液顯酸性，故c不選；
故選：a；
 ②根據電荷守恒有c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），由于c（NH₄⁺）=c（Cl^-），故c（H⁺）=c（OH^-），溶液呈中性，故溶液中c（OH^-）=10^-7mol/L，溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=$\frac{1}{2}$×0.1mol•L^-1=0.05mol•L^-1，故混合后溶液中c（NH₃．H₂O）=$\frac{1}{2}$×amol•L^-1-0.05mol•L^-1=（0.5a-0.05）mol/L，NH₃•H₂O的電離常數K_b=$\frac{1{0}^{-7}×0.05}{0.5a-0.05}$=$\frac{1{0}^{-8}}{a-0.1}$，
故答案為：$\frac{1{0}^{-8}}{a-0.1}$．

點評 本題考查了反應熱的計算、燃料電池電極反應式的書寫、化學平衡問題、濃度熵與平衡常數計算，綜合性很強，明確蓋斯定律計算反應的方法，熟悉原電池工作原理，化學平衡理論是解題關鍵，題目難度較大．