Question

氮元素的化合物種類繁多，性質(zhì)也各不相同．

（1）NO₂有較強的氧化性，能將SO₂氧化生成SO₃，本身被還原為NO，已知下列兩反應過程中能量變化如圖所示：
則NO₂氧化SO₄的熱化學方程式為

 

．
（2）在2L密閉容器中放入1mol氨氣，在一定溫度進行如下反應：2NH₃（g）?N₂（g）+3H₂（g），反應時間（t）與容器內(nèi)氣體總壓強（p）的數(shù)據(jù)如下表，

時間t/min	0	1	2	3	4	5
總壓強p 100kPa	5	5.6	6.4	6.8	7	7

則平衡時氨氣的轉(zhuǎn)化率為

 

．
（3）肼（N₂H₄）又稱聯(lián)氨，是一種可燃性的液體，可用作火箭燃料．在空氣中完全燃燒生成氮氣，當反應轉(zhuǎn)移0.2mol電子時，生成氣體在標準狀況下的體積為

 

．聯(lián)氨溶于水可以發(fā)生與氨水類似的電離，聯(lián)氨在水溶液中的電離方程式為

 

（寫一步即可）．
（4）NH₄⁺在溶液中能發(fā)生水解反應．在25℃時，0.1mol/L氯化銨溶液由水電離出的氫離子濃度為1×10^-5mol/L，則在該溫度下此溶液中氨水的電離平衡常教K_b（NH₃?H₂O）=

 

．
（5）催化反硝化法和電化學降解法可用于治理水中硝酸鹽的污染．
①催化反硝化法中，H₂能將NO₃^-還原為N₃，25℃時，反應進行10min，溶液的pH由7變?yōu)?2，則其平均反應速率v（NO₃^-）為

 

．
②電化學降解NO₃^-的原理如右圖2所示．若電解過程中轉(zhuǎn)移了2mol電子，則膜兩側(cè)電解液的質(zhì)量變化差（△m_左-△m_右 ）為

 

g．

Answer 1

考點：化學平衡的計算,熱化學方程式,弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡,電解原理

專題：

分析：（1）依據(jù)熱化學方程式和蓋斯定律計算得到所需熱化學方程式；
（2）根據(jù)數(shù)據(jù)判斷4分鐘達到平衡，設氨氣的轉(zhuǎn)化率為a，利用壓強之比等于物質(zhì)的量之比計算；
（3）依據(jù)化學方程式中電子轉(zhuǎn)移和定量關系計算得到電子轉(zhuǎn)移，肼易溶于水，它是與氨類似的弱堿，則電離生成OH^-和陽離子；
（4）NH₄⁺在溶液中能發(fā)生水解反應，NH₄⁺+H₂O?NH₃?H₂O+H⁺
故c（NH₃?H₂O）=c（H⁺）=1×10^-5mol/L，則c（OH^-）=Kw/c（H⁺）=10^-14/10^-5=10^-9mol/L，
c（NH₄⁺）=0.1mol/L，氨水的電離方程式為：NH₃?H₂O?NH₄⁺+OH^-，計算得到電離平衡常數(shù)；
（5）①利用溶液pH變化可知有OH^-生成，再結(jié)合原子守恒可寫出反應的離子方程式為：2NO₃^-+5H₂=N₂+2OH^-+4H₂O，利用離子方程式計算；
轉(zhuǎn)移2mol電子時，陽極（陽極反應為H₂O失電子氧化為O₂和H⁺）消耗1mol水，產(chǎn)生2molH⁺進入陰極室，陽極室質(zhì)量減少18g；陰極室中放出0.2molN₂（5.6g），同時有2molH⁺（2g）進入陰極室，因此陰極室質(zhì)量減少3.6g，得到膜兩側(cè)電解液的質(zhì)量變化差；

解答： 解：（1）由圖示得到以下兩個方程式：
①2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）△H=-196.6kJ?mol^-1，
②2NO（g）+O₂（g）?2NO₂（g）△H=-113.0kJ?mol^-1，
根據(jù)蓋斯定律可知，（①-②）÷2可得NO₂（g）+SO₂（g）═SO₃（g）+NO（g），△H═-41.8kJ?mol^-1，
故答案為：NO₂（g）+SO₂（g）═SO₃（g）+NO（g），△H═-41.8kJ?mol^-1，
（2）根據(jù)數(shù)據(jù)判斷4分鐘達到平衡，設氨氣的轉(zhuǎn)化率為a，利用壓強之比等于物質(zhì)的量之比計算；
2NH₃?N₂+3H₂ △n
2    1   3      2
a   0.5a  1.5a  a
 

5

7

=

1

1+a

解得a=0.4，故氨氣的轉(zhuǎn)化率為40%；
故答案為：40%；
（3）肼（N₂H₄）在空氣中完全燃燒生成氮氣和水，方程式為：
N₂H₄+O₂=N₂+2H₂O 轉(zhuǎn)移電子數(shù)
22.4L              4mol
V                 0.2mol
V=1.12L；
肼易溶于水，它是與氨類似的弱堿，則電離生成OH^-和陽離子，電離方程式為N₂H₄+H₂O=N₂H₅⁺+OH^-；
故答案為：1.12L，N₂H₄+H₂O=N₂H₅⁺+OH^-；
（4）NH₄⁺在溶液中能發(fā)生水解反應，NH₄⁺+H₂O?NH₃?H₂O+H⁺
故c（NH₃?H₂O）=c（H⁺）=1×10^-5mol/L，則c（OH^-）=Kw/c（H⁺）=10^-14/10^-5=10^-9mol/L，
c（NH₄⁺）=0.1mol/L，
氨水的電離方程式為：NH₃?H₂O?NH₄⁺+OH^-
電離平衡常數(shù)Kb（NH₃?H₂O）=

c(NH4+)c(OH-)

c(NH3?H2O)

，
數(shù)據(jù)代入表達式：Kb（NH₃?H₂O）=

0.1mol/L×10-9mol/L

10-5mol/L

=1×10^-5mol/L；
故答案為：1×10^-5mol/L；
（5）①利用溶液pH變化可知有OH^-生成，再結(jié)合原子守恒可寫出反應的離子方程式為：2NO₃^-+5H₂=N₂+2OH^-+4H₂O，利用離子方程式知
v（NO₃^-）=v（OH^-）=

10-2-10-7

10

=0.001mol/（L?min），
故答案為：0.001mol/（L?min）；
②轉(zhuǎn)移2mol電子時，陽極（陽極反應為H₂O失電子氧化為O₂和H⁺）消耗1mol水，產(chǎn)生2molH⁺進入陰極室，陽極室質(zhì)量減少18g；陰極室中放出0.2molN₂（5.6g），同時有2molH⁺（2g）進入陰極室，因此陰極室質(zhì)量減少3.6g，故膜兩側(cè)電解液的質(zhì)量變化差（△m左-△m右）=18g-3.6g=14.4g；
故答案為：14.4；

點評：本題考查了化學平衡計算分析，熱化學方程式書寫方法，弱電解質(zhì)定量平衡的分析應用和平衡常數(shù)計算，電解池原理的理解應用和定量計算判斷，掌握基礎是關鍵，題目難度較大．