Question

19．用化學(xué)反應(yīng)原理研究NH₃的性質(zhì)具有重要意義．請(qǐng)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(xué)方程式4NH₃（g）+5O₂（g）═4NO（g）+6H₂O（g）△H=-905.8kJ•mol^-1．
（2）氨氣、空氣可以構(gòu)成燃料電池，則原電解質(zhì)溶液顯堿性（填“酸性”、“中性”或“堿性”），
負(fù)極的電極反應(yīng)式為2NH₃+6OH^--6e^-═N₂+6H₂O．
（3）在0.5L的密閉容器中，一定量的N₂和H₂發(fā)生反應(yīng)：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=akJ/mol，其化學(xué)平衡常數(shù)K與溫度的關(guān)系如下：

溫度/oC	200	300	400
K	1.0	0.86	0.5

①由上表數(shù)據(jù)可知a＜0 （填“＞”、“＜”或“=”）．
②理論上，為了增大平衡時(shí)H₂的轉(zhuǎn)化率，可采取的措施是ad（填字母序號(hào)）．
a．增大壓強(qiáng)    b．使用合適的催化劑
c．升高溫度    d．及時(shí)分離出產(chǎn)物中的NH₃
③400^oC時(shí)，測得某時(shí)刻氨氣、氮?dú)�、氫氣的物質(zhì)的量分別為3mol、2mol、1mol，此時(shí)刻該反應(yīng)的v_正（N₂）＜v_逆（N₂）（填“＞”、“＜”或“=”）．
（4）25^oC時(shí)，將amol•L^-1的氨水與0.1mol•L^-1的鹽酸等體積混合
①當(dāng)溶液中離子濃度關(guān)系滿足c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）時(shí)，反應(yīng)的情況可能為a（填字母序號(hào)）．
a．鹽酸不足，氨水剩余 b．氨水與鹽酸恰好完全反應(yīng) c．鹽酸過量
②當(dāng)溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）時(shí)，用含a的代數(shù)式表示NH₃•H₂O的電離常數(shù)K_b=$\frac{1{0}^{-8}}{a-0.1}$．

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(yīng)熱；
（2）氨氣為堿性氣體，易與酸反應(yīng)，應(yīng)用堿性電解質(zhì)，負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)；
（3）①依據(jù)升高溫度平衡常數(shù)減小，據(jù)此判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)確定a值；
②為了增大平衡時(shí)H₂的轉(zhuǎn)化率，平衡正向進(jìn)行，依據(jù)勒沙特列原理分析選項(xiàng)解答；
③依據(jù)濃度商Qc和平衡常數(shù)K比較判斷反應(yīng)進(jìn)行的方向；
（4）①溶液中離子濃度關(guān)系滿足c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）時(shí)，由電荷守恒可知c（H⁺）＜c（OH^-），溶液呈堿性，結(jié)合選項(xiàng)根據(jù)反應(yīng)物量的關(guān)系，判斷溶液酸堿性；
②根據(jù)電荷守恒判斷溶液中氫離子與氫氧根離子濃度的相對(duì)大小，進(jìn)而判斷溶液的酸堿性；
溶液中存在平衡NH₃．H₂O?NH₄⁺+OH^-，根據(jù)溶液的pH值計(jì)算溶液中c（OH^-），根據(jù)氯離子濃度計(jì)算c（NH₄⁺），利用物料守恒計(jì)算溶液中c（NH₃．H₂O），代入NH₃•H₂O的電離常數(shù)表達(dá)式計(jì)算．

解答 解：（1）：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\;}}{△}$4NO（g）+6H₂O（g）；△H=-905.8KJ/mol；
（2）氨氣為堿性氣體，易與酸反應(yīng)，所以電解質(zhì)溶液應(yīng)呈堿性，負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，氨氣被氧化生產(chǎn)氮?dú)猓�電極反應(yīng)式為2NH₃-6e^-+6OH^-=N₂+6H₂O，
故答案為：堿性；2NH₃-6e^-+6OH^-=N₂+6H₂O；
（3）①依據(jù)圖中數(shù)據(jù)可知，溫度升高，反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)減小，平衡逆向移動(dòng)，則正反應(yīng)為放熱反應(yīng)，所以a＜0；
故答案為：＜；
②反應(yīng)是N₂+3H₂$\frac{\underline{\;\;催化劑\;\;}}{高溫高壓}$2NH₃，反應(yīng)是氣體體積減小的放熱反應(yīng)，為了增大平衡時(shí)H₂的轉(zhuǎn)化率，平衡正向進(jìn)行分析，
a．增大壓強(qiáng)，平衡正向進(jìn)行，氫氣轉(zhuǎn)化率增大，故a符合；
b．使用合適的催化劑，改變反應(yīng)速率，不能改變平衡，氫氣轉(zhuǎn)化率不變，故b不符合；
c．升高溫度平衡逆向進(jìn)行，氫氣轉(zhuǎn)化率減小，故c不符合；
d．及時(shí)分離出產(chǎn)物中的NH₃，平衡正向進(jìn)行，氫氣轉(zhuǎn)化率增大，故d符合；
故答案為：ad；
③400^oC時(shí)，測得某時(shí)刻氨氣、氮?dú)狻�氫氣的物質(zhì)的量分別為3mol、2mol、1mol，則氨氣、氮?dú)�、氫氣的物質(zhì)的量濃度分別為：6mol•L^-1、4mol•L^-1、2mol•L^-1時(shí)，Qc=$\frac{{6}^{2}}{2×{1}^{3}}$=18＞K=0.5，說明反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行，因此v_正（N₂）＜v_逆（N₂），
故答案為：＜；
（4）①溶液中離子濃度關(guān)系滿足c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）時(shí)，由電荷守恒可知c（H⁺）＜c（OH^-），溶液呈堿性，
a．鹽酸不足，氨水剩余，反應(yīng)后溶液為氯化銨和一水合氨混合物，溶液可能顯堿性，故a選；
 b．氨水與鹽酸恰好完全反應(yīng)生成氯化銨，氯化銨為強(qiáng)酸弱堿鹽，水解顯酸性，故b不選；
 c．鹽酸過量反應(yīng)生成氯化銨和鹽酸，溶液顯酸性，故c不選；
故選：a；
 ②根據(jù)電荷守恒有c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），由于c（NH₄⁺）=c（Cl^-），故c（H⁺）=c（OH^-），溶液呈中性，故溶液中c（OH^-）=10^-7mol/L，溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=$\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}$=$\frac{1{0}^{-8}}{a-0.1}$，
故答案為：$\frac{1{0}^{-8}}{a-0.1}$．

點(diǎn)評(píng) 本題考查了反應(yīng)熱的計(jì)算、燃料電池電極反應(yīng)式的書寫、化學(xué)平衡問題、濃度熵與平衡常數(shù)計(jì)算，綜合性很強(qiáng)，明確蓋斯定律計(jì)算反應(yīng)的方法，熟悉原電池工作原理，化學(xué)平衡理論是解題關(guān)鍵，題目難度較大．