Question

6．（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%．．
①当温度由T₁变化到T₂时，平衡常数关系K₁＞K₂（填“＞”，“＜”或“=”），焓变△H＜0．（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8.00×10^-3mol/（L•min）．
③T₁温度下该反应的化学平衡常数K₁=18.3．
（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“＜”）．
若已知：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=（2a-3b）kJ/mol（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N₂+6e^-+6H⁺=2NH₃．

（4）已知某些弱电解质在水中的电离平衡常数（25℃）如表：

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

现有常温下0.1mol•L^-1的（NH₄）₂CO₃溶液，
①该溶液呈性（填“酸”、“中”、“碱”），原因是由于NH₃•H₂O的电离平衡常数大于HCO₃^-的电离平衡常数，因此CO₃^2-水解程度大于NH₄⁺水解程度，溶液呈碱性．
②该（NH₄）₂CO₃溶液中各微粒浓度之间的关系式不正确的是B．
A．c（NH₄⁺）＞c（CO₃^2-）＞c（HCO₃^-）＞c（NH₃•H₂O）
B．c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（HCO₃^-）+c（OH^-）+c（CO₃^2-）
C．c（CO₃^2-）+c（HCO₃^-）+c（H₂CO₃）=0.1mol•L^-1
D．c（NH₄⁺）+c（NH₃•H₂O）=2c（CO₃^2-）+2c（HCO₃^-）+2c（H₂CO₃）

Answer 1

分析 （1）①由图1可知，温度越高，平衡时NH₃的浓度越小，说明升高温度平衡向逆反应进行，平衡常数减小；
②令参加反应的氮气的物质的量为nmol，利用三段式用n表示处于平衡时各组分的物质的量，根据氨气的体积分数列方程计算n的值，再计算用N₂表示的化学反应速率；
③根据平衡常数表达式带入平衡浓度计算T₁温度下该反应的化学平衡常数K₁；
（2）①N₂（g）+3H₂（g）=2NH₃（g）△H1=a kJ/mol  
        ②2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（l）△H2=b kJ/mol 
2×①-3×②，得：2N₂（g）+6H₂O（l）=4NH₃（g）+3O₂（g），根据盖斯定律求△H；
（3）由图可知电解时，阴极与电源的负极相连，氮气在阴极得电子发生还原反应生成氨气，据此写出阴极反应；
（4）①弱电解质的电离平衡常数越小，其相应的弱离子水解程度越大，碳酸第二步电离平衡常数小于一水合氨电离平衡常数，则碳酸根离子水解程度大于一水合氨，据此判断碳酸钠溶液酸碱性；
②碳酸根离子水解程度大于铵根离子水解程度，碳酸氢根离子浓度大于一水合氨浓度，溶液中存在电荷守恒和物料守恒，结合电荷守恒、物料守恒和质子守恒判断．

解答 解：（1）①由图可知，温度越高，平衡时NH₃的浓度越小，说明升高温度平衡向逆反应进行，平衡常数减小，故平衡常数K_A＞K_B，温度越高，K值越小，所以正反应是放热反应，
故答案为：＞；＜；
②令参加反应的氮气的物质的量为nmol，则：
            N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）
开始（mol）：1        3             0
变化（mol）：n        3n            2n
平衡（mol）：1-n      3-3n          2n
所以所以$\frac{2n}{（1-n）mol+（3-3n）mol+2nmol}$×100%=25%，解得n=0.4，这段时间内N₂的化学反应速率为为：$\frac{\frac{0.4mol}{10L}}{5.00min}$=8.00×10^-3mol/（L•min），
故答案为：8.00×10^-3mol/（L•min）；
③N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）
开始（mol）：1        3             0
变化（mol）：0.4     1.2           0.8
平衡（mol）：0.6     1.8           0.8
平衡浓度（mol/L）  0.06    0.18         0.08
K₁=$\frac{{C}^{2}（N{H}_{3}）}{c（{N}_{2}）•c{\;}^{3}（{H}_{2}）}$=$\frac{0.08{\;}^{2}}{0.06×0.18{\;}^{3}}$=18.3；
故答案为：18.3；
（2）①N₂（g）+3H₂（g）=2NH₃（g）△H1=a kJ/mol；
②2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（l）△H2=b kJ/mol，
根据盖斯定律可知，目标反应为2×①-3×②，所以2N₂（g）+6H₂O（l）=4NH₃（g）+3O₂（g）△H=（2a-3b）kJ/mol，
故答案为：（2a-3b）kJ/mol；
（3）电解时，N₂在阴极上得电子被还原生成氨气，氢离子参加反应，阴极反应式为反应式为N₂+6H⁺+6e^-=2NH₃，
故答案为：反应式为N₂+6H⁺+6e^-=2NH₃；
（4）：①分析电离平衡常数可知电离程度，NH₃•H₂O＞H₂CO₃＞HCO₃^-，对应盐水解程度NH₄⁺＜HCO^3-＜CO₃^2-，常温下0.1mol•L^-1的（NH₄）₂CO₃溶液呈碱性，由于NH₃•H₂O的电离平衡常数大于HCO₃^-的电离平衡常数，因此CO₃^2-水解程度大于NH₄⁺水解程度，溶液中c （OH^-）＞c（H⁺），溶液呈碱性；
故答案为：碱；由于NH₃•H₂O的电离平衡常数大于HCO₃^-的电离平衡常数，因此CO₃^2-水解程度大于NH₄⁺水解程度，溶液呈碱性；
②A．溶液中铵根离子浓度大于碳酸根离子浓度，碳酸根离子水解程度大于铵根离子水解程度，所以溶液中离子浓度大小为：c（NH₄⁺）＞c（CO₃^2-）＞c（HCO₃^-）＞c（NH₃•H₂O），故A正确；
B．溶液中存在电荷守恒为：c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（HCO₃^-）+c（OH^-）+2c（CO₃^2-），故B错误；
C．依据溶液中物料守恒得到：c（CO₃^2-）+c（HCO₃^-）+c（H₂CO₃）=0.1mol•L^-1 ，故C正确；
D．依据溶液中物料守恒，n（N）：n（C）=2：1，结合溶液中离子种类和守恒关系得到：c（NH₄⁺）+c（NH₃•H₂O）=2c（CO₃^2-）+2c（HCO₃^-）+2c（H₂CO₃），故D正确；
故选：B．

点评 本题考查了反应热的计算、平衡计算、电解质溶液中的离子平衡、电解池电极反应式的书写、盐类水解应用及离子浓度大小比较，中等难度，准确把握化学平衡理论及电解池工作原理、明确电离平衡常数与弱离子水解程度关系是解本题关键，注意守恒思想的灵活运用．