Question

【题目】（1）在一定条件下，将1.00molN2（g）与3.00molH2（g）混合于一个10.0L密闭容器中，在不同温度下达到平衡时NH3（g）的平衡浓度如图1所示。其中温度为T1时平衡混合气体中氨气的体积分数为25.0%。

当温度由T1变化到T2时，平衡常数关系K1 K2（填“＞”，“＜”或“=”）。

②该反应在T1温度下5.00min达到平衡，这段时间内N2的化学反应速率为 。

③T1温度下该反应的化学平衡常数K1= 。

（2）根据最新“人工固氮”的研究报道，在常温常压和光照条件下N2在催化剂表面与水发生反应：2N2（g）+6H2O（l）=4NH3（g）+3O2（g），此反应的△S 0（填“＞”或“＜”）。

若N2（g）+3H2（g）=2NH3（g） △H=a kJ/mol

2H2（g）+O2（g）=2H2O（l） △H=b kJ/mol

2N2（g）+6H2O（l）=4NH3（g）+3O2（g）的△H= （用含a、b的式子表示）。

（3）科学家采用质子高导电性的SCY陶瓷（可传递H+）实现了低温常压下高转化率的电化学合成氨，其实验原理示意图如图2所示，则阴极的电极反应式是 。

（4）已知某些弱电解质在水中的电离平衡常数（25℃）如下表：

弱电解质	H2CO3	NH3.H2O
电离平衡常数	Ka1=4.30×10-7 Ka2=5.61×10-11	Kb=1.77×10-5

现有常温下0．1 mol·L-1的（NH4）2CO3溶液，

①该溶液呈 性（填“酸”、“中”、“碱”），原因是 。

②该（NH4）2CO3溶液中各微粒浓度之间的关系式不正确的是 。

A．c（NH4+）>c（CO32-）>c（HCO3-）>c（NH3.H2O）

B．c（NH4+）+c（H+）=c（HCO3-）+c（OH-）+c（CO32-）

C．c（CO32-）+c（HCO3-）+c（H2CO3）=0.1mol/L

D．c（NH4+）+c（NH3.H2O）=2c（CO32-）+2c（HCO3-）+2c（H2CO3）

E．c（H+）+c（HCO3-）+c（H2CO3）=c（OH-）+c（NH3.H2O）

Answer 1

【答案】（1）①＞；②8.00×10﹣3mol/（Lmin）；③K1≈18.3；

（2）＞，（2a﹣3b）kJ/mol；（3）N2+6e﹣+6H+=2NH3；

（4）①碱，由于NH3·H2O的电离平衡常数大于HCO3-的电离平衡常数，因此CO32-水解程度大于NH4+水解程度，溶液呈碱性；② BE。

【解析】

试题分析：（1）①根据图1，随着温度的升高，NH3的浓度降低，根据勒夏特列原理，正反应方向是放热反应，化学平衡常数受温度的影响，升高温度，平衡向正反应方向移动，化学平衡常数降低，即K1>K2；

② N2＋3H22NH3

起始： 1 3 0

变化： x 3x 2x

平衡：1－x 3－3x 2x

2x/（4－2x）×100%=25%，解得x=0.4，根据化学反应速率的定义，v（N2）=0.4/（10×5）mol/（L·min）=8.00×10﹣3mol/（Lmin）；③根据化学平衡常数的表达式，K=c2（NH3）/[c（N2）×c3（H2）]≈18.3；（2）固态→液体→气体，混乱度增大，是熵增，反应后气体系数之和大于反应前，因此此反应是方程式是△S>0；①N2（g）+3H2（g）=2NH3（g），②2H2（g）+O2（g）=2H2O（l），2×①－3×②得出△H=（2a－3b）kJ·mol－1；（3）接电源正极的一极为阳极，接电源负极的一极为阴极，合成氨中氮气化合价降低，在阴极上得到电子，根据结构示意图，环境是酸性，因此电极反应式为：N2+6e﹣+6H+=2NH3；（4）①根据电离平衡常数，可以发现NH3·H2O的电离平衡常数大于HCO3－的电离平衡常数，盐类水解规律越弱越水解，CO32－的水解程度大于NH4＋的水解，因此碳酸铵的水溶液显碱性；②A、CO32－的水解程度大于NH4＋的水解，即浓度大小是c（NH4＋）>c（CO32－）>c（HCO3－）>c（NH3·H2O），故说法正确；B、根据电荷守恒，应是：c（NH4＋）+c（H＋） = c（HCO3－）+c（OH－）+2c（CO32－），故说法错误；C、根据物料守恒，应是c（CO32－）+c（HCO3－）+c（H2CO3） = 0.1mol·L－1，故说法正确；D、根据物料守恒，．c（NH4＋）+c（NH3.H2O） = 2c（CO32－）+2c（HCO3－）+2c（H2CO3），故说法正确；E、根据质子守恒，c（H＋）+c（HCO3－）+2c（H2CO3） = c（OH－）+c（NH3·H2O）， 故说法错误。