Question

12．运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）$\frac{\underline{催化剂}}{△}$4NO（g）+6H₂O（g）△H=-905.8KJ/mol．
（2）氨气、空气可以构成燃料电池，其电池反应原理为4NH₃+3O₂═2N₂+6H₂O．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）合成氨技术的创立开辟了人工固氮的重要途径，其研究来自正确的理论指导，合成氨反应的平衡常数K值和温度的关系如下：

温度/°C	200	300	400
K	1.0	0.86	0.5

①由上表数据可知该反应为放热反应，理由是随着温度的升高，平衡常数减小；
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°C时，测得氨气、氮气、氢气的物质的量浓度分别为3mol•L^-1、2mol•L^-1、1mol•L^-1时，此时刻该反应的v_正（N₂）＜v_逆（N₂）（填“＞”、“＜”或“=”）．
（4）①25°C时，将amol•L^-1的氨水与0.1mol•L^-1的盐酸等体积混合．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=$\frac{1{0}^{-8}}{a-0.1}$；
②向25mL0.10mol•L^-1的盐酸中滴加氨水至过量，该过程中离子浓度大小关系一定不正确的是d （填字母序号）．
a．c（Cl^-）＞c（H⁺）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）    b．c（C1^-）＞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

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分析平衡常数随温度变化结合平衡移动原理判断；
②为了增大平衡时H₂的转化率，平衡正向进行分析选项；
③依据浓度商和平衡常数比较得到反应进行的方向；
（4）①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；
②a、滴加很少量氨水时，c（Cl^-）＞c（H⁺）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）；   
b、盐酸稍稍过量时：c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）=c（H⁺）＞c（OH^-）；
c、体系为NH₄Cl溶液和NH₃．H₂O，氨水过量较多时，溶液呈碱性：c（NH₄⁺）＞c（OH^-）＞c（Cl^-）＞c（H⁺）；
d、盐酸是1：1的电离氢离子，氢离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}}{△}$4NO（g）+6H₂O（g）△H=-905.8KJ/mol；
（2）氨气为碱性气体，易与酸反应，所以电解质溶液应呈碱性，负极发生氧化反应，氨气被氧化生产氮气，电极反应式为2NH₃-6e^-+6OH^-=N₂+6H₂O，
故答案为：碱性；2NH₃-6e^-+6OH^-=N₂+6H₂O；
（3）①图表中平衡常数随温度升高减小，说明平衡逆向进行，逆向是吸热反应，正向是放热反应；
故答案为：随着温度的升高，平衡常数减小；
②反应是N₂+3H₂$\frac{\underline{\;\;催化剂\;\;}}{高温高压}$2NH₃，反应是气体体积减小的放热反应，为了增大平衡时H₂的转化率，平衡正向进行分析，
a．增大压强，平衡正向进行，氢气转化率增大，故a符合；             
b．使用合适的催化剂，改变反应速率，不能改变平衡，氢气转化率不变，故b不符合；
c．升高温度平衡逆向进行，氢气转化率减小，故c不符合；              
d．及时分离出产物中的NH₃，平衡正向进行，氢气转化率增大，故d符合；
故答案为：ad；
③Qc=$\frac{{3}^{2}}{2×1}$=4.5＞K=0.5，说明反应向逆反应方向进行，因此v_正（N₂）＜v_逆（N₂），故答案为：＜；
（4）①溶液中存在电荷守恒，c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），由于c（NH₄⁺）=c（Cl^-），故c（H⁺）=c（OH^-），溶液呈中性，故溶液中c（OH^-）=10^-7mol/L，溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=$\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}$mol/L=$\frac{1{0}^{-8}}{a-0.1}$mol/L，
故答案为：$\frac{1{0}^{-8}}{a-0.1}$mol/L；
②a、滴加很少量氨水时，c（Cl^-）＞c（H⁺）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-），故a正确；   
b、盐酸稍稍过量时：c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）=c（H⁺）＞c（OH^-）故b正确；
c、体系为NH₄Cl溶液和NH₃．H₂O，氨水过量较多时，溶液呈碱性：c（NH₄⁺）＞c（OH^-）＞c（Cl^-）＞c（H⁺），故c正确；
d、盐酸是1：1的电离氢离子，氢离子被氨水中和一部分，所以c（H⁺）不可能大于 c（Cl^-），故d错误；
故答案为：d．

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、离子浓度大小的比较，综合性很强，明确溶液中的溶质是离子浓度大小比较的基础，注意结合电荷守恒来分析解答，题目难度中等．