Question

19．用化学反应原理研究NH₃的性质具有重要意义．请回答下列问题：
（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
写出氨高温催化氧化的热化学方程式4NH₃（g）+5O₂（g）═4NO（g）+6H₂O（g）△H=-905.8kJ•mol^-1．
（2）氨气、空气可以构成燃料电池，则原电解质溶液显碱性（填“酸性”、“中性”或“碱性”），
负极的电极反应式为2NH₃+6OH^--6e^-═N₂+6H₂O．
（3）在0.5L的密闭容器中，一定量的N₂和H₂发生反应：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=akJ/mol，其化学平衡常数K与温度的关系如下：

温度/oC	200	300	400
K	1.0	0.86	0.5

①由上表数据可知a＜0 （填“＞”、“＜”或“=”）．
②理论上，为了增大平衡时H₂的转化率，可采取的措施是ad（填字母序号）．
a．增大压强    b．使用合适的催化剂
c．升高温度    d．及时分离出产物中的NH₃
③400^oC时，测得某时刻氨气、氮气、氢气的物质的量分别为3mol、2mol、1mol，此时刻该反应的v_正（N₂）＜v_逆（N₂）（填“＞”、“＜”或“=”）．
（4）25^oC时，将amol•L^-1的氨水与0.1mol•L^-1的盐酸等体积混合
①当溶液中离子浓度关系满足c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）时，反应的情况可能为a（填字母序号）．
a．盐酸不足，氨水剩余 b．氨水与盐酸恰好完全反应 c．盐酸过量
②当溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）时，用含a的代数式表示NH₃•H₂O的电离常数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，利用盖斯定律可求知反应热；
（2）氨气为碱性气体，易与酸反应，应用碱性电解质，负极发生氧化反应；
（3）①依据升高温度平衡常数减小，据此判断反应的热效应确定a值；
②为了增大平衡时H₂的转化率，平衡正向进行，依据勒沙特列原理分析选项解答；
③依据浓度商Qc和平衡常数K比较判断反应进行的方向；
（4）①溶液中离子浓度关系满足c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）时，由电荷守恒可知c（H⁺）＜c（OH^-），溶液呈碱性，结合选项根据反应物量的关系，判断溶液酸碱性；
②根据电荷守恒判断溶液中氢离子与氢氧根离子浓度的相对大小，进而判断溶液的酸碱性；
溶液中存在平衡NH₃．H₂O?NH₄⁺+OH^-，根据溶液的pH值计算溶液中c（OH^-），根据氯离子浓度计算c（NH₄⁺），利用物料守恒计算溶液中c（NH₃．H₂O），代入NH₃•H₂O的电离常数表达式计算．

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，
利用盖斯定律①-2×②可得：4NH₃（g）+5O₂（g） $\frac{\underline{\;催化剂\;}}{△}$4NO（g）+6H₂O（g）；△H=-905.8KJ/mol；
故答案为：4NH₃（g）+5O₂（g） $\frac{\underline{\;催化剂\;}}{△}$4NO（g）+6H₂O（g）；△H=-905.8KJ/mol；
（2）氨气为碱性气体，易与酸反应，所以电解质溶液应呈碱性，负极发生氧化反应，氨气被氧化生产氮气，电极反应式为2NH₃-6e^-+6OH^-=N₂+6H₂O，
故答案为：碱性；2NH₃-6e^-+6OH^-=N₂+6H₂O；
（3）①依据图中数据可知，温度升高，反应的化学平衡常数减小，平衡逆向移动，则正反应为放热反应，所以a＜0；
故答案为：＜；
②反应是N₂+3H₂$\frac{\underline{\;\;催化剂\;\;}}{高温高压}$2NH₃，反应是气体体积减小的放热反应，为了增大平衡时H₂的转化率，平衡正向进行分析，
a．增大压强，平衡正向进行，氢气转化率增大，故a符合；
b．使用合适的催化剂，改变反应速率，不能改变平衡，氢气转化率不变，故b不符合；
c．升高温度平衡逆向进行，氢气转化率减小，故c不符合；
d．及时分离出产物中的NH₃，平衡正向进行，氢气转化率增大，故d符合；
故答案为：ad；
③400^oC时，测得某时刻氨气、氮气、氢气的物质的量分别为3mol、2mol、1mol，则氨气、氮气、氢气的物质的量浓度分别为：6mol•L^-1、4mol•L^-1、2mol•L^-1时，Qc=$\frac{{6}^{2}}{2×{1}^{3}}$=18＞K=0.5，说明反应向逆反应方向进行，因此v_正（N₂）＜v_逆（N₂），
故答案为：＜；
（4）①溶液中离子浓度关系满足c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）时，由电荷守恒可知c（H⁺）＜c（OH^-），溶液呈碱性，
a．盐酸不足，氨水剩余，反应后溶液为氯化铵和一水合氨混合物，溶液可能显碱性，故a选；
 b．氨水与盐酸恰好完全反应生成氯化铵，氯化铵为强酸弱碱盐，水解显酸性，故b不选；
 c．盐酸过量反应生成氯化铵和盐酸，溶液显酸性，故c不选；
故选：a；
 ②根据电荷守恒有c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），由于c（NH₄⁺）=c（Cl^-），故c（H⁺）=c（OH^-），溶液呈中性，故溶液中c（OH^-）=10^-7mol/L，溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=$\frac{1}{2}$×0.1mol•L^-1=0.05mol•L^-1，故混合后溶液中c（NH₃．H₂O）=$\frac{1}{2}$×amol•L^-1-0.05mol•L^-1=（0.5a-0.05）mol/L，NH₃•H₂O的电离常数K_b=$\frac{1{0}^{-7}×0.05}{0.5a-0.05}$=$\frac{1{0}^{-8}}{a-0.1}$，
故答案为：$\frac{1{0}^{-8}}{a-0.1}$．

点评 本题考查了反应热的计算、燃料电池电极反应式的书写、化学平衡问题、浓度熵与平衡常数计算，综合性很强，明确盖斯定律计算反应的方法，熟悉原电池工作原理，化学平衡理论是解题关键，题目难度较大．