Question

19．氨和肼（N₂H₄）是氮的兩種常見化合物，在科學(xué)技術(shù)和生產(chǎn)中有廣泛應(yīng)用．回答下列問題：
（l）已知：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.4kJ•mol^-1
在恒溫、恒容的密閉容器中，合成氨反應(yīng)的各物質(zhì)濃度的變化曲線如圖所示．
①計算在該溫度下反應(yīng)2NH₃（g）?N₂（g）+3H₂（g）的平衡常數(shù)K=6.75．
②在第25min末，保持其它條件不變，若將溫度降低，在第35min末再次達到平衡．在平衡移動過程中N₂濃度變化了0.5mol/L，請在圖中畫出25-40minNH₃濃度變化曲線．
③已知：2N₂（g）+6H₂O（l）?4NH₃（g）+3O₂（g）△H=+1530.0KJ/mol，則氫氣的燃燒熱為-285.8KJ/mol．
（2）①N₂H₄是一種高能燃料具有還原性，通常用NaClO與過量NH₃反應(yīng)制得，請解釋為什么用過量氨氣反應(yīng)的原因：過量的NaClO可能將N₂H₄氧化為N₂．
②用NaClO與NH₃ 制N₂H₄的反應(yīng)是相當(dāng)復(fù)雜的，主要分為兩步：
已知第一步：NH₃+ClO^-═OH^-+NH₂Cl
請寫出第二步離子方程式NH₃+NH₂Cl+OH^-=N₂H₄+Cl^-+H₂O：
③N₂H₄易溶于水，是與氨相類似的弱堿，己知其常溫下電離常數(shù)K₁=1.0×10^-6，常溫下，將0.2mol/L N₂H₄•H₂O與0．lmol/L，鹽酸等體積混合（忽略體積變化）．則此時溶液的PH等于8 （忽略N₂H₄的二級電離）．

Answer 1

分析 （1）①由圖可知，A為氫氣，C為氮氣，B為氨氣，平衡時各組分的平衡濃度，c（H₂）=3mol/L、c（N₂）=1mol/L、c（NH₃）=2mol/L，代入平衡常數(shù)表達式計算；
②降低溫度，平衡向放熱反應(yīng)方向移動，也就量向平衡向氨氣濃度增大的方向移動，平衡移動過程中N₂濃度變化了0.5mol/L，則氨氣濃度變化1mol/L，由此作出圖象；
③結(jié)合熱化學(xué)方程式和蓋斯定律計算得到所需熱化學(xué)方程式；
（2）①NaClO溶液和NH₃發(fā)生氧化還原反應(yīng)生成氯化鈉和肼，次氯酸鈉具有強氧化性，N₂H₄是一種高能燃料具有還原性分析；
②次氯酸鈉被氨氣含有生成氯化鈉，氨氣被氧化生成肼，同時還有水生成，結(jié)合反應(yīng)化學(xué)方程式分析反應(yīng)歷程；
③將0.2mol/L N₂H₄•H₂O溶液與0.1mol/L HCl溶液等體積混合，得到等量的N₂H₄•H₂O、N₂H₅C1，濃度為0.05mol/L，平衡常數(shù)不隨溫度變化，結(jié)合平衡常數(shù)計算．

解答 解：（1）①由圖可知，A為氫氣，C為氮氣，B為氨氣，平衡時各組分的平衡濃度，c（H₂）=3mol/L、c（N₂）=1mol/L、c（NH₃）=2mol/L，該溫度下反應(yīng)2NH₃（g）?N₂（g）+3H₂（g）的平衡常數(shù)K=$\frac{{3}^{3}×1}{{2}^{2}}$=6.75，
故答案為：6.75；
②降低溫度，平衡向放熱反應(yīng)方向移動，也就量向平衡向氨氣濃度增大的方向移動，平衡移動過程中N₂濃度變化了0.5mol/L，則氨氣濃度變化1mol/L，由此作出圖象為：
（，
故答案為：；
③Ⅰ．N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.4kJ•mol^-1
Ⅱ.2N₂（g）+6H₂O（l）?4NH₃（g）+3O₂（g）△H=+1530.0KJ/mol，
蓋斯定律計算（Ⅰ×2-Ⅱ）×$\frac{1}{6}$得到H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=H₂O（l），△H=-285.8KJ/mol，
故答案為：-285.8KJ/mol；
（2）①N₂H₄是一種高能燃料具有還原性，通常用NaClO與過量NH₃反應(yīng)制得，該反應(yīng)中，次氯酸鈉被氨氣含有生成氯化鈉，氨氣被氧化生成肼，同時還有水生成，所以該反應(yīng)方程式為：NaClO+2NH₃=N₂H₄+NaCl+H₂O，次氯酸鈉過量會氧化N₂H₄生成氮氣，
故答案為：過量的NaClO可能將N₂H₄氧化為N₂；
②該反應(yīng)中，次氯酸鈉被氨氣含有生成氯化鈉，氨氣被氧化生成肼，同時還有水生成，所以該反應(yīng)方程式為：NaClO+2NH₃=N₂H₄+NaCl+H₂O，已知第一步：NH₃+ClO^-═OH^-+NH₂Cl，第二步離子方程式NH₃+NH₂Cl+OH^-=N₂H₄+Cl^-+H₂O，
故答案為：NH₃+NH₂Cl+OH^-=N₂H₄+Cl^-+H₂O；
③N₂H₄易溶于水，是與氨相類似的弱堿，電離方程式為：N₂H₄+H₂O?N₂H₅⁺+OH^-，己知其常溫下電離常數(shù)K₁=1.0×10^-6，常溫下，將0.2mol/L N₂H₄•H₂O與0．lmol/L，鹽酸等體積混合（忽略體積變化）．得到等量的N₂H₄•H₂O、N₂H₅C1，濃度為0.05mol/L，
平衡常數(shù)K=$\frac{c（O{H}^{-}）c（{N}_{2}{{H}_{5}}^{+}）}{c（{N}_{2}{H}_{4}）}$=1.0×10^-6，c（OH^-）=10^-6mol/L，c（H⁺）=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-6}}$=10^-8mol/L，
則此時溶液的PH等于8，
故答案為：8．

點評 本題考查較綜合，涉及知識點較多，注意通過圖象分析化學(xué)反應(yīng)速率、化學(xué)平衡及計算問題，需要學(xué)生較強的觀察能力及思維能力，題目難度中等．