Question

氢气和氨气都属于无碳清洁能源．
（1）氨在空气中燃烧，生成水和氮气．已知：
N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.4kL?mol^-1
2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（l）△H=-572kL?mol^-1
则氨在空气中燃烧生成液态水和氮气时的热化学方程式为

 

．
（2）研究表明工业上合成氨反应（N₂+3H₂

催化剂

高温高压

2NH₃）在25℃、400的平衡常数分别为5x10⁵和200．
①合成氨选择400℃-500℃的原因是

 

．
②在容积固定的密闭容器中发生上述反应，表中为各物质在不同时刻的浓度．

时间/min	c（N2）mol?L-1	c（H2）mol?L-1	c（NH3）mol?L-1
0	0.6	1.8	0
5	0.48	X	0.24
10	0.26	0.78	0.68

0-5min，的平均反应速率V H1=

 

．反应在5分钟时，条件发生了改变，改变的条件可能是

 

（填序号）．
a．使用催化剂        b．降低温度
c．增加氢气的浓度    d．分离出NH₃
（3）在-50℃时，液氨中存在电离平衡2NH₃（l）?NH

+ 4

+NH

- 2

，离子积常数K=c（NH

+ 4

）?c（NH

- 2

）．若一定条件下，平衡时c（NH

- 2

）=1×10^-15mol?al^-1，下列说法正确的是

 

．
a．在液氨中加入NaNH₂，液氨的离子积常数增大
b．此温度下液氨的离子积常数为1×10^-30
e．液氨在-50℃的电离程度比常温下纯水的大．

Answer 1

考点：用盖斯定律进行有关反应热的计算,反应速率的定量表示方法,化学平衡的影响因素

专题：化学平衡专题,化学反应速率专题

分析：（1）根据盖斯定律进行判断；
（2）①温度越高，反应速率越快，再结合催化剂活性进行分析；
②先计算氮气的反应速率，再根据氮气和氢气之间的关系计算氢气的反应速率；先计算5min时氢气的浓度，根据氮气、氢气和氨气浓度变化确定反应条件；
（3）a．离子积常数只与温度有关；
b．K=c（NH₄⁺）?c（NH₂^-）；
c．根据水的电离程度确定液氨的电离程度．

解答： 解：（1）N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）；△H=-92.4kJ?mol^-1①
2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（l）；△H=-572kJ?mol^-1②
将方程式②×3-①×2得目标方程式，4NH₃（g）+3O₂（g）=2N₂（g）+6H₂O（l）△H=-1531.2kJ?mol^-1，
故答案为：4NH₃（g）+3O₂（g）=2N₂（g）+6H₂O（l）△H=-1531.2kJ?mol^-1；
（2）①温度越高，反应速率越大，且在400～500℃时催化剂活性最大，所以选择400～500℃，
故答案为：加快反应速率，催化剂活性最大；
②0～5min，N₂的平均反应速率v（N₂）=

(0.6-0.48)mol/L

5min

=0.024mol/（L．min），v（H₂）=3v（N₂）=0.072mol/（L．min），
5-10min，氮气浓度的改变量大于前5min的改变量，说明反应速率增大，氮气的浓度在逐渐降低而反应速率在增大，那么改变的条件只能是加入催化剂，故选a，
故答案为：0.072mol/（L．min）；a；
 （3）a．离子积常数只与温度有关，温度不变，离子积常数不变，故a错误；
b．此温度下c（NH₄⁺）=c（NH₂^-）=1×10^-15mol?L^-1，K=K=c（NH₄⁺）?c（NH₂^-）=1×10^-15×1×10^-15=1×10^-30，故b正确；
c．常温下，kw=×10^-14，液氨在-50℃的电离常数K=1×10^-30，故液氨的电离程度比常温下纯水的小，故c错误；
故选b．

点评：本题考查盖斯定律、化学平衡等知识点，会运用知识迁移的方法解答（3），难度不大．