Question

5．運用化學(xué)反應(yīng)原理研究NH₃的性質(zhì)具有重要意義．請回答下列問題：
（1）氨氣可以構(gòu)成燃料電池，其電池反應(yīng)原理為4NH₃+3O₂═2N₂+6H₂O．NH₃應(yīng)通入燃料電池的負極（填“正極”或“負極”）．已知電解質(zhì)溶液為KOH溶液，正極的電極反應(yīng)式為O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-．
（2）25℃時，將a mol•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，則反應(yīng)的情況可能為a．
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，用含a的代數(shù)式表示NH₃•H₂O的電離常數(shù)K_a=$\frac{1{0}^{-8}}{a-0.1}$．
（3）在0.5L恒容密閉容器中，一定量的N₂與H₂進行反應(yīng)：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=bkJ•mol^-1，其化學(xué)平衡常數(shù)K與溫度的關(guān)系如下：

溫度/℃	200	300	400
K	1.0	0.85	0.5

①寫出該反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)的表達式：K=$\frac{{c}^{2}（N{H}_{3}）}{c（{N}_{2}）•{c}^{3}（{H}_{2}）}$，b小于（填“大于”“小于”或“等于”）0．
②400℃時，測得某時刻氨氣、氮氣、氫氣的物質(zhì)的量分別為3mol、2mol、1mol時，此時刻該反應(yīng)的v_正（N₂）小于（填“大于”“小于”或“等于”）v_逆（N₂）．
（4）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．

Answer 1

分析 （1）根據(jù)反應(yīng)4NH₃+3O₂=2N₂+6H₂O可知氨分子中氮元素的化合價升高，發(fā)生氧化反應(yīng)，應(yīng)通入燃料電池的負極；氧氣在正極得電子發(fā)生還原反應(yīng)；
（2）①溶液中離子濃度關(guān)系滿足c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）時，由電荷守恒可知c（H⁺）＜c（OH^-），溶液呈堿性，結(jié)合選項根據(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大小，進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；
（3）①化學(xué)平衡常數(shù)等于平衡時生成物的濃度冪之積比上反應(yīng)物濃度冪之積；溫度升高K減小，所以正反應(yīng)是放熱反應(yīng)；
②根據(jù)平衡常數(shù)和濃度商的相對大小分析解答；
（4）利用蓋斯定律①-2×②可得氨高溫催化氧化的熱化學(xué)方程式．

解答 解：（1）氨氣可以構(gòu)成燃料電池，其電池反應(yīng)原理為4NH₃+3O₂=2N₂+6H₂O，氨分子中氮元素的化合價升高，發(fā)生氧化反應(yīng)，應(yīng)通入燃料電池的負極；電解質(zhì)溶液為KOH溶液，氧氣在正極得電子發(fā)生還原反應(yīng)，電極反應(yīng)為O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-，
故答案為：負極；O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-；
（2）①溶液中離子濃度關(guān)系滿足c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）時，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，為氯化銨與氨水的混合溶液，銨根離子水解程度小于氨水的電離時，溶液可能呈堿性，故a可能；
b．氨水與鹽酸恰好完全反應(yīng)，為氯化銨溶液，銨根離子水解，溶液呈酸性，故b不可能；
c．鹽酸過量，溶液為氯化銨、鹽酸的混合溶液，溶液呈酸性，故c不可能；
故答案為：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_a=$\frac{c（O{H}^{-}）•c（N{{H}_{4}}^{+}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$=$\frac{1{0}^{-7}×0.05}{0.5a-0.05}$=$\frac{1{0}^{-8}}{a-0.1}$，
故答案為：$\frac{1{0}^{-8}}{a-0.1}$；
（3）①化學(xué)平衡常數(shù)等于平衡時生成物濃度冪之積比上反應(yīng)物濃度冪之積，則K=$\frac{{c}^{2}（N{H}_{3}）}{c（{N}_{2}）•{c}^{3}（{H}_{2}）}$；溫度升高K減小，所以正反應(yīng)是放熱反應(yīng)，所以b＜0，故答案為：K=$\frac{{c}^{2}（N{H}_{3}）}{c（{N}_{2}）•{c}^{3}（{H}_{2}）}$；小于；
②400℃時，某時刻氨氣、氮氣、氫氣的物質(zhì)的量分別為3mol、2mol、1mol時，此時Qc=$\frac{（\frac{3mol}{0.5L}）^{2}}{\frac{2mol}{0.5L}×（\frac{1mol}{0.5L}）^{3}}$=1.125＞K=0.5，所以平衡逆向移動，則v_正（N2）＜v_逆（N2），
故答案為：小于；
（4）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）=4NO（g）+6H₂O（g）△H=-905.8kJ/mol，
故答案為：4NH₃（g）+5O₂（g）=4NO（g）+6H₂O（g）△H=-905.8 kJ/mol．

點評 本題考查電極反應(yīng)式的書寫、電解質(zhì)溶液中平衡常數(shù)的計算、化學(xué)平衡常數(shù)表達式的書寫、平衡的移動、熱化學(xué)方程式的計算等知識，難度中等，綜合性較強．