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)；
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
③400^oC時(shí)，測得某時(shí)刻氨氣、氮?dú)狻�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）①25^oC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)K_b=      ；
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)。
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。400^oC時(shí)，測得某時(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)K_b=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。