Question

12．運用化學反應原理研究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方程式4NH₃（g）+5O₂（g）$\frac{\underline{催化劑}}{△}$4NO（g）+6H₂O（g）△H=-905.8KJ/mol．
（2）氨氣、空氣可以構(gòu)成燃料電池，其電池反應原理為4NH₃+3O₂═2N₂+6H₂O．則原電解質(zhì)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）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，合成氨反應的平衡常數(shù)K值和溫度的關(guān)系如下：

溫度/°C	200	300	400
K	1.0	0.86	0.5

①由上表數(shù)據(jù)可知該反應為放熱反應，理由是隨著溫度的升高，平衡常數(shù)減��；
②理論上，為了增大平衡時H₂的轉(zhuǎn)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(chǎn)物中的NH₃
③400°C時，測得氨氣、氮氣、氫氣的物質(zhì)的量濃度分別為3mol•L^-1、2mol•L^-1、1mol•L^-1時，此時刻該反應的v_正（N₂）＜v_逆（N₂）（填“＞”、“＜”或“=”）．
（4）①25°C時，將amol•L^-1的氨水與0.1mol•L^-1的鹽酸等體積混合．當溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）時，用含a的代數(shù)式表示NH₃•H₂O的電離常數(shù)K_b=$\frac{1{0}^{-8}}{a-0.1}$；
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d （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

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(zhì)，負極發(fā)生氧化反應；
（3）①分析平衡常數(shù)隨溫度變化結(jié)合平衡移動原理判斷；
②為了增大平衡時H₂的轉(zhuǎn)化率，平衡正向進行分析選項；
③依據(jù)濃度商和平衡常數(shù)比較得到反應進行的方向；
（4）①溶液中存在平衡NH₃．H₂O?NH₄⁺+OH^-，根據(jù)溶液的pH值計算溶液中c（OH^-），根據(jù)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(shù)表達式計算；
②a、滴加很少量氨水時，c（Cl^-）＞c（H⁺）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）；   
b、鹽酸稍稍過量時：c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）=c（H⁺）＞c（OH^-）；
c、體系為NH₄Cl溶液和NH₃．H₂O，氨水過量較多時，溶液呈堿性：c（NH₄⁺）＞c（OH^-）＞c（Cl^-）＞c（H⁺）；
d、鹽酸是1：1的電離氫離子，氫離子被氨水中和一部分，所以c（H⁺）不可能大于 c（Cl^-）．

解答 解：（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}}{△}$4NO（g）+6H₂O（g）△H=-905.8KJ/mol；
（2）氨氣為堿性氣體，易與酸反應，所以電解質(zhì)溶液應呈堿性，負極發(fā)生氧化反應，氨氣被氧化生產(chǎn)氮氣，電極反應式為2NH₃-6e^-+6OH^-=N₂+6H₂O，
故答案為：堿性；2NH₃-6e^-+6OH^-=N₂+6H₂O；
（3）①圖表中平衡常數(shù)隨溫度升高減小，說明平衡逆向進行，逆向是吸熱反應，正向是放熱反應；
故答案為：隨著溫度的升高，平衡常數(shù)減小；
②反應是N₂+3H₂$\frac{\underline{\;\;催化劑\;\;}}{高溫高壓}$2NH₃，反應是氣體體積減小的放熱反應，為了增大平衡時H₂的轉(zhuǎn)化率，平衡正向進行分析，
a．增大壓強，平衡正向進行，氫氣轉(zhuǎn)化率增大，故a符合；             
b．使用合適的催化劑，改變反應速率，不能改變平衡，氫氣轉(zhuǎn)化率不變，故b不符合；
c．升高溫度平衡逆向進行，氫氣轉(zhuǎn)化率減小，故c不符合；              
d．及時分離出產(chǎn)物中的NH₃，平衡正向進行，氫氣轉(zhuǎn)化率增大，故d符合；
故答案為：ad；
③Qc=$\frac{{3}^{2}}{2×1}$=4.5＞K=0.5，說明反應向逆反應方向進行，因此v_正（N₂）＜v_逆（N₂），故答案為：＜；
（4）①溶液中存在電荷守恒，c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），由于c（NH₄⁺）=c（Cl^-），故c（H⁺）=c（OH^-），溶液呈中性，故溶液中c（OH^-）=10^-7mol/L，溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=$\frac{1}{2}$×0.1mol•L^-1=0.05mol•L^-1，故混合后溶液中c（NH₃．H₂O）=$\frac{1}{2}$×amol•L^-1-0.05mol•L^-1=（0.5a-0.05）mol/L，NH₃•H₂O的電離常數(shù)K_b=$\frac{1{0}^{-7}×0.05}{0.5a-0.05}$mol/L=$\frac{1{0}^{-8}}{a-0.1}$mol/L，
故答案為：$\frac{1{0}^{-8}}{a-0.1}$mol/L；
②a、滴加很少量氨水時，c（Cl^-）＞c（H⁺）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-），故a正確；   
b、鹽酸稍稍過量時：c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）=c（H⁺）＞c（OH^-）故b正確；
c、體系為NH₄Cl溶液和NH₃．H₂O，氨水過量較多時，溶液呈堿性：c（NH₄⁺）＞c（OH^-）＞c（Cl^-）＞c（H⁺），故c正確；
d、鹽酸是1：1的電離氫離子，氫離子被氨水中和一部分，所以c（H⁺）不可能大于 c（Cl^-），故d錯誤；
故答案為：d．

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、離子濃度大小的比較，綜合性很強，明確溶液中的溶質(zhì)是離子濃度大小比較的基礎(chǔ)，注意結(jié)合電荷守恒來分析解答，題目難度中等．