Question

5．液氨氣化后分解產(chǎn)生的氫氣可作為燃料供給氫氧燃料電池．
已知：2NH₃（g）?N₂（g）+3H₂（g）△H=92.4kJ•mol^-1
2H₂（g）+O₂ （g）=2H₂O（g）△H=-483.6kJ•mol^-1
NH₃（1）?NH₃ （g）△H=23.4kJ•mol^-1
（1）4NH₃（1）+3O₂ （g）?2N₂（g）+6H₂O（g） 的△H=-1172.4kJ/mol，該反應(yīng)的平衡常數(shù)表達(dá)式為$K=\frac{{c}^{6}（{H}_{2}O）{c}^{2}（{N}_{2}）}{{c}^{3}（{O}_{2}）}$．
（2）2NH₃（g）?N₂（g）+3H₂（g）能白發(fā)進(jìn)的條件是高溫（填“高溫”或“低溫”）；恒溫（T₁）恒容時，催化分解初始濃度為c₀的氨氣，得氨氣的轉(zhuǎn)化率α（NH₃）隨時間t變化的關(guān)系如圖曲線l．如果保持其他條件不變，將反應(yīng)溫度提高到T₂，請?jiān)趫D中再添加一條催化分解初始濃度也為c₀的氨氣過程中α（NH₃）～t的總趨勢曲線（標(biāo)注2）．
（3）有研究表明，在溫度大于70℃、催化劑及堿性溶液中，可通過電解法還原氮?dú)獾玫桨睔�，寫出陰極的電極反應(yīng)式N₂+6H₂O+6e^-=2NH₃+6OH^-．
（4）25℃時，將amol/L的氨水與b mol/L鹽酸等體積混合（體積變化忽略不計(jì)），反應(yīng)后溶液恰好顯中性，用a、b表示NH₃•H₂O的電離平衡常數(shù)為$\frac{1{0}^{-7}b}{a-b}$mol/L．

Answer 1

分析 （1）所求的方程式4NH₃（1）+3O₂ （g）?2N₂（g）+6H₂O（g）的焓變△H可由已知焓變的熱化學(xué)方程式推導(dǎo)根據(jù)蓋斯定律可計(jì)算該反應(yīng)的焓變；對于以氣相為主導(dǎo)的反應(yīng)方程式，液相的濃度可忽略，平衡常數(shù)的表達(dá)式應(yīng)將氣相的濃度冪列入為主；
（2）反應(yīng)2NH₃（g）?N₂（g）+3H₂（g），該反應(yīng)為氣體數(shù)增加的反應(yīng)，可判斷熵變△S＞0，已知該反應(yīng)的焓變△H＞0，據(jù)此判斷自發(fā)進(jìn)行的條件；恒溫（T₁）恒容時，催化分解初始濃度為c₀的氨氣，得氨氣的轉(zhuǎn)化率α（NH₃）隨時間t變化的關(guān)系如圖曲線l．如果保持其他條件不變，將反應(yīng)溫度提高到T₂，該反應(yīng)的焓變△H＞0，反應(yīng)是吸熱的反應(yīng)，升高溫度，化學(xué)反應(yīng)速率加快，比原先更快達(dá)到平衡，且升高溫度，NH₃的轉(zhuǎn)化率會升高，圖象較圖象1高度要高，據(jù)此畫圖；
（3）研究表明，在溫度大于70℃、催化劑及堿性溶液中，可通過電解法還原氮?dú)獾玫桨睔猓�注意是在堿性溶液中，要么是OH^-參加反應(yīng)，要么是反應(yīng)生成OH^-，電解池陰極是物質(zhì)得到電子的反應(yīng)，生成NH₃，據(jù)此寫出電極反應(yīng)方程式；
（4）25℃時，amol/L的氨水與b mol/L鹽酸等體積混合（體積變化忽略不計(jì)），反應(yīng)后溶液恰好顯中性，則溶液中存在c（H⁺）=c（OH^-），二者反應(yīng)生成NH₄Cl，而NH₄Cl水解會使溶液呈酸性，這里溶液顯中性，可以判斷氨水是稍過量的，根據(jù)反應(yīng)關(guān)系和氨水的電離平衡常數(shù)表達(dá)是求解．

解答 解：（1）①2NH₃（g）?N₂（g）+3H₂（g）△H₁=92.4kJ/mol，
               ②2H₂（g）+O₂ （g）=2H₂O（g）△H₂=-483.6kJ/mol，
               ③NH₃（1）?NH₃ （g）△H₃=23.4kJ/mol，
對于反應(yīng)：4NH₃（1）+3O₂ （g）?2N₂（g）+6H₂O（g），可由①×2+②×3+③×4可得，根據(jù)蓋斯定律，該反應(yīng)的焓變△H=2△H₁+3△H₂+4△H₃=-1172.4kJ/mol；對于以氣相為主導(dǎo)的反應(yīng)方程式，液相的濃度可忽略，平衡常數(shù)的表達(dá)式應(yīng)將氣相的濃度冪列入為主，則該反應(yīng)的平衡常數(shù)表達(dá)式應(yīng)為：$K=\frac{{c}^{6}（{H}_{2}O）{c}^{2}（{N}_{2}）}{{c}^{3}（{O}_{2}）}$．
故答案為：-1172.4kJ/mol；$K=\frac{{c}^{6}（{H}_{2}O）{c}^{2}（{N}_{2}）}{{c}^{3}（{O}_{2}）}$．
（2）反應(yīng)2NH₃（g）?N₂（g）+3H₂（g），該反應(yīng)為氣體數(shù)增加的反應(yīng)，體系混亂度增加，則反應(yīng)的熵變△S＞0，已知該反應(yīng)的焓變△H＞0，因此該反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行的條件是高溫；恒溫（T₁）恒容時，催化分解初始濃度為c₀的氨氣，得氨氣的轉(zhuǎn)化率α（NH₃）隨時間t變化的關(guān)系如圖曲線l，保持其他條件不變，將反應(yīng)溫度提高到T₂，由于已知該反應(yīng)的焓變△H＞0，表明反應(yīng)是吸熱的反應(yīng)，升高溫度，不僅能加快反應(yīng)速率，導(dǎo)致平衡的拐點(diǎn)過早出現(xiàn)，且能促使化學(xué)反應(yīng)向正反應(yīng)方向移動，導(dǎo)致反應(yīng)物NH₃的轉(zhuǎn)化率比原先的要高，據(jù)此，圖象2應(yīng)在圖象1的上方，據(jù)此作圖為：．
故答案為：高溫，．
（3）在溫度大于70℃、催化劑及堿性溶液中，可通過電解法還原氮?dú)獾玫桨睔�，反�?yīng)在堿性介質(zhì)中進(jìn)行，可能是反應(yīng)物中OH^-參與反應(yīng)，也可能是生成物中產(chǎn)生OH^-，由于在陰極發(fā)生的反應(yīng)，電解池中陰極是物質(zhì)得到單子，考慮到溶液中的電荷守恒，因此是反應(yīng)物中產(chǎn)生OH^-，這里N元素化合價降低，在陰極處發(fā)生的電極反應(yīng)應(yīng)為：N₂+6H₂O+6e^-=2NH₃+6OH^-．
故答案為：N₂+6H₂O+6e^-=2NH₃+6OH^-．
（4）25℃時，amol/L的氨水與b mol/L鹽酸等體積混合（體積變化忽略不計(jì)），二者發(fā)生反應(yīng)：HCl+NH₃•H₂O═NH₄Cl+H₂O，反應(yīng)后溶液恰好顯中性，則溶液中存在c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，生成的NH₄Cl水解會使溶液呈酸性，這里溶液顯中性，因此可以判斷是稍過量，平衡時，$c（N{H}_{4}^{+}）$=$\frac{2}$mol/L，c（NH₃•H₂O）=$\frac{a-b}{2}$mol/L，NH₃•H₂O的電離平衡常數(shù)表達(dá)式為：$K=\frac{c（N{H}_{4}^{+}）c（O{H}^{-}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$=$\frac{\frac{2}mol/L×1{0}^{-7}mol/L}{\frac{a-b}{2}mol/L}$=$\frac{1{0}^{-7}b}{a-b}mol/L$．故答案為：$\frac{1{0}^{-7}b}{a-b}mol/L$．

點(diǎn)評 本題考查蓋斯定律的應(yīng)用，平衡常數(shù)的表達(dá)式及其計(jì)算，化學(xué)平衡的移動，電解原理，屬化學(xué)原理知識，需注意實(shí)驗(yàn)平衡常數(shù)的單位．值得一提的是，最后一問求解的平衡常數(shù)，學(xué)過大學(xué)無機(jī)化學(xué)的就會知道，這是一個緩沖溶液，可以直接使用公式$pOH=p{K}_-lg\frac{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}{c（N{H}_{4}^{+}）}$計(jì)算．題目考查較為綜合，難度不大，是基礎(chǔ)題．