Question

運(yùn)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

 

．
（2）氨氣、空氣可以構(gòu)成燃料電池，其電池反應(yīng)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(fù)極的電極反應(yīng)式為

 

．
（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(dǎo)，合成氨反應(yīng)的平衡常數(shù)K值和溫度的關(guān)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(yīng)為放熱反應(yīng)，理由是

 

；
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

 

（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°C時(shí)，測(cè)得某時(shí)刻氨氣、氮?dú)�、氫氣的物質(zhì)的量濃度分別為3mol?L^-1、2mol?L^-1、1mol?L^-1時(shí)，此時(shí)刻該反應(yīng)的v_正（N₂）

 

v_逆（N₂）（填“＞”、“＜”或“=”）．
（4）①25℃時(shí)，將a mol?L^-1的氨水與0.1mol?L^-1的鹽酸等體積混合．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=

 

；
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(guān)系一定不正確的是

 

 （填字母序號(hào)）．
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(diǎn)：熱化學(xué)方程式,化學(xué)電源新型電池,化學(xué)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(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分析平衡常數(shù)隨溫度變化結(jié)合平衡移動(dòng)原理判斷；
②為了增大平衡時(shí)H₂的轉(zhuǎn)化率，平衡正向進(jìn)行分析選項(xiàng)；
③依據(jù)濃度商和平衡常數(shù)比較得到反應(yīng)進(jìn)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(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；
②a、滴加很少量氨水時(shí)，c（Cl^-）＞c（H⁺）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）；   
b、鹽酸稍稍過量時(shí)：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(shí)，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(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)�，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圖表中平衡常數(shù)隨溫度升高減小，說明平衡逆向進(jìn)行，逆向是吸熱反應(yīng)，正向是放熱反應(yīng)；
故答案為：溫度升高，平衡常數(shù)減��；
②反應(yīng)是N₂+3H₂

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；
③Qc=

32

2×13

=4.5＞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(shí)，c（Cl^-）＞c（H⁺）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-），故a正確；   
b、鹽酸稍稍過量時(shí)：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(shí)，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(cuò)誤；
故答案為：D．

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、離子濃度大小的比較，綜合性很強(qiáng)，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．