Question

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

 

．
（2）氨氣、空氣可以構成燃料電池，其電池反應原理為4NH₃+3O₂═2N₂+6H₂O．則原電解質(zhì)溶液顯

 

（填“酸性”、“中性”或“堿性”），負極的電極反應式為

 

．
（3）合成氨技術的創(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值和溫度的關系如下：

溫度/℃	200	300	400
K	1.0	0.86	0.5

①由表數(shù)據(jù)可知該反應為放熱反應，理由是

 

；
②理論上，為了增大平衡時H₂的轉(zhuǎn)化率，可采取的措施是

 

（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，測得某時刻氨氣、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℃時，將a mol?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=

 

；
②向25mL 0.10mol?L^-1的鹽酸中滴加氨水至過量，該過程中離子濃度大小關系一定不正確的是

 

 （填字母序號）．
a．c（Cl^-）＞c（H⁺）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）    b．c（Cl^-）＞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

考點：熱化學方程式,化學電源新型電池,化學平衡的影響因素,離子濃度大小的比較

專題：基本概念與基本理論

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）

催化劑 .

△

4NO（g）+6H₂O（g）；△H=-905.8KJ/mol，
故答案為：4NH₃（g）+5O₂（g）

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：溫度升高，平衡常數(shù)減��；
②反應是N₂+3H₂

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=

32

2×13

=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^-）=

1

2

×0.1mol?L^-1=0.05mol?L^-1，故混合后溶液中c（NH₃．H₂O）=

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=

10-7×0.05

0.5a-0.05

mol/L=

10-8

a-0.1

mol/L，
故答案為：

10-8

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，注意結(jié)合電荷守恒來分析解答．