Question

10．氮是地球上含量丰富的一种元素，氮及其化合物在工农业生产、生活中有着重要作用．请回答下列问题：
（1）常温下，某氨水的pH=12，则水电离的c（OH^-）=1×10^-12mol/L．若向该氨水中加入等体积、等物质的量浓度的盐酸，此时溶液中水电离的程度大于（填“大于”、“等于”或“小于”）氨水中水的电离程度．
（2）合成氨反应N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g），若在恒温、恒压条件下向平衡体系中通入氩气，则平衡向左移动（填“向正反应方向”、“向逆反应方向”或“不”）．
（3）一定温度下，在密闭容器中可发生下列反应：2N₂O₅（g）?4NO₂（g）+O₂（g）．下表为反应在T₁温度下的部分实验数据：则500s内N₂O₅的分解速率v（N₂O₅）=3×10^-3mol•L^-1•s^-1；降温至T₂，反应迸行l000s时测得c（NO₂）=4.98mol•L^-1，则反应2N₂O₅（g）?4NO₂（g）+O₂（g）的△H＜0．（填“＞”、“=“或“＜“）．

t（秒）	0	500	1000
N2O5浓度mol•L-1	5.00	3.50	2.42

（4）最近美国Simons等科学家发明了使NH₃直接用于燃料电池的方法，其装置用铂黑作电极、加入电解质溶液中，一个电极通人空气，另一电极通入NH₃．其电池反应式为：4NH₃+3O₂=2N₂+6H₂O．你认为电解质溶液应显碱性（填“酸性”、“中性”或“碱性”），写出正极的电极反应方程式O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-．

Answer 1

分析 （1）根据常温下Kw=1×10^-14，即c（H⁺）×c（OH^-）=1×10^-14，以及H₂O?H⁺+OH^-计算；先根据氨水抑制了水的电离，氨水与等体积、等物质的量浓度的盐酸反应生成氯化铵，氯化铵水解促进了水的电离；
（2）由恒温、恒压条件下向平恒体系中通入氩气，则反应体系的体积增大；
（3）根据V=$\frac{△c}{△t}$来解答；根据温度对速率和平衡的影响；
（4）根据NH₃不能与电解质反应及正极得到电子化合价升高来分析．

解答 解：（1）常温下Kw=1×10^-14，则pH=12的氨水中c（OH^-）=1×10^-2mol/L，由c（H⁺）×c（OH^-）=1×10^-14，得c（H⁺）=1×10^-12mol/L，又H₂O?H⁺+OH^-，
所以由水电离的c（OH^-）=c（H⁺）=1×10^-12mol/L，氨水显碱性，抑制了水的电离，氨水与等体积、等物质的量浓度的盐酸反应生成氯化铵，氯化铵水解促进了水的电离，
故答案为：1×10^-12mol/L；大于；
（2）恒温、恒压条件下向平恒体系中通入氩气，则反应体系体积增大，相当于压强减小，则平衡向气体体积增大的方向移动，即左移，
故答案为：向左；
（3）分解速度v（N₂O₅）=$\frac{1.50mol/L}{500s}$=3×10^-3mol•L^-1•s^-1，根据温度越低，化学反应速率越慢，若反应都未达到平衡，T₂温度时1000s时c（NO₂）应小于高温时1000s时c（NO₂），而实际上1000s时c（NO₂）=4.98mol•L^-1应大于高温时1000s时c（NO₂）=4.84mol•L^-1，说明降低温度平衡正向移动，正反应方向放热，△H＜0，
故答案为：3×10^-3mol•L^-1•s^-1；＜；
（4）氨气为碱性气体，易与酸反应，所以电解质溶液应呈碱性；因正极得到电子化合价升高，所以电极反应为：O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-，
故答案为：碱性；O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-．

点评 本题考查了原电池工作原理的应用、弱电解质的电离平衡、化学平衡的影响等知识，题目难度中等，注意掌握原电池工作原理、影响弱电解质电离平衡导电影响，明确化学平衡的影响因素，试题知识点较多，充分考查学生的分析能力及灵活应用能力．