Question

運用化學反應原理研究NH₃的性質具有重要意義．回答下列問題：
（1）已知①4NH₃（g）+3O₂（g）=2N₂（g）+6H₂0（g）△H=-1266.8kJ/mol②N₂（g）+O₂（g）=2N0（g）△H=+180.5kJ/mol寫出氨高溫催化氧化的熱化學方程式：

 

（2）氨氣、空氣可以構成堿性燃料電池，其電池反應原理為4NH₃+3O₂=2N₂+6H₂O．則負極的電極反應式為：

 

．
（3）恒容密閉容器中，合成氨反應3H₂（g）+N₂（g）

高溫、高壓

催化劑

2NH₃（g）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由上表數(shù)據(jù)可知，該反應為

 

反應（“吸熱”或“放熱”）
②理論上，為了增大平衡時H₂的轉化率，可采取的措施是

 

（填字母序號）
a．增大壓強    b．增大氫氣濃度    c．升高溫度    d．及時分離出產(chǎn)物中的氨
③400℃時，測得某時刻氨氣、氮氣、氫氣的物質的量濃度分別為3mol/L、2mol/L、1mol/L時，該反應的v_（正）

 

v_（逆）（填“＞”、“=”或“＜”）．
（4）25℃時，將pH=3的鹽酸和pH=11的氨水等體積混合，溶液中離子濃度由大到小的順序為：

 

．

Answer 1

考點：化學平衡的計算,熱化學方程式,原電池和電解池的工作原理,離子濃度大小的比較

專題：

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）負極發(fā)生氧化反應；
（3）①分析平衡常數(shù)隨溫度變化結合平衡移動原理判斷；
②為了增大平衡時H₂的轉化率，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）pH=3的鹽酸和pH=11的氨水等體積混合，體系為NH₄Cl溶液和NH₃．H₂O，氨水過量較多，溶液呈堿性：c（NH₄⁺）＞c（OH^-）＞c（Cl^-）＞c（H⁺）；

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）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：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：放熱；
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的轉化率，平衡正向進行分析，
a．增大壓強，平衡正向進行，氫氣轉化率增大，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，氫氣轉化率不變，故b不符合；
c．升高溫度平衡逆向進行，氫氣轉化率減小，故c不符合；              
d．及時分離出產(chǎn)物中的NH₃，平衡正向進行，氫氣轉化率增大，故d符合；
故答案為：ad；
③Qc=

3 2

2×1 3

=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）pH=3的鹽酸和pH=11的氨水等體積混合，體系為NH₄Cl溶液和NH₃．H₂O，氨水過量較多，溶液呈堿性：c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；故答案為：c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；

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，明確溶液中的溶質是離子濃度大小比較的基礎，注意結合電荷守恒來分析解答．