Question

運用化學反應原理研究NH₃的性質具有重要意義。請回答下列問題：
（1）氨氣、空氣可以構成燃料電池．其電池反應原理為4NH₃＋3O₂=2N₂＋6H₂O。則電解質溶液應該顯             （填“酸性”“中性”或“堿性”）．正極的電極反應式為           。
（2）25℃時．將amol·L^—1的氨水與0.1mol·L^—1的鹽酸等體積混合。
①當溶液中離子濃度關系滿足c(NH₄⁺)>c(Cl^-)）時．則反應的情況可能為          。
A．鹽酸不足．氨水剩余   B．氨水與鹽酸恰好完全反應    C．鹽酸過量
②當溶液中c(NH₄⁺)=c(Cl^-)）時．用含“a”的代數(shù)式表示NH₃·H₂O的電離平衡常數(shù)Kb=______________.
（3）在0.5L恒容密閉容器中，一定量的N₂與H₂進行反應：N₂(g)＋3H₂(g)2NH₃(g)  ?H=bkJ/mol，其化學平衡常數(shù)K與溫度的關系如下：

溫度/℃	200	300	400
K	1.0	0.86	0.5

 
①寫出該反應的化學平衡常數(shù)的表達式：__________，b________（填“大于”“小于”或“等于”）0
②400℃時，測得某時刻氨氣、氮氣、氫氣的物質的量分別為3mol、2mol、1mol時，此時刻該反應的v_正（N₂）_________（填“大于”“小于”或“等于”）v_逆（N₂）.
（4）已知：①4NH₃(g)＋3O₂(g)=2N₂(g)＋6H₂O(g) ?H="-1266.8KJ/mol" ；②N₂(g)＋O₂(g)=2NO(g)  ?H=+180.5KJ/mol，寫出氨高溫催化氧化的熱化學方程式：                    。

Answer 1

（1）堿性；O₂＋2H₂O＋4e^－=4OH^－   （2）①A  ② mol·L^－1（或）
（3）①K＝；小于   ②小于
（4）4NH₃（g）＋5O₂（g）=4NO（g）＋6H₂O（g）ΔH＝－905.8 kJ/mol

解析試題分析：（1）氨氣的水溶液顯堿性，所以根據燃料及反應原理可確定。電解質溶液應該選堿性。在該燃料電池中，燃料作負極，發(fā)生氧化反應，通入O₂的電極作正極，正極上發(fā)生還原反應。電極反應為：O₂＋2H₂O＋4e^－=4OH^－。（2）① 若氨水與鹽酸恰好發(fā)生反應，c(Cl^-)=c(NH₄⁺)。NH₄⁺部分發(fā)生水解反應又有所消耗，使得溶液中的c(NH₄⁺)<c(Cl^-)�，F(xiàn)在溶液中離子濃度關系滿足c(NH₄⁺)>c(Cl^-)），說明氨水過量，鹽酸布足量。因此正確選項為A. ② 根據溶液的電荷守恒可得：c(H⁺)+c(NH₄⁺)=c(Cl^-)+(OH^-)，由于溶液中c(NH₄⁺)=c(Cl^-)，在25℃時c(H⁺)= (OH^-)=10^-7mol/L，。(3) ① 化學平衡常數(shù)是可能反應達到平衡狀態(tài)時個生成物的濃度冪指數(shù)的乘積與個反應物濃度的冪指數(shù)乘積的比。即K＝。由化學平衡常數(shù)K與溫度的關系可知，升高溫度，化學平衡向逆反應方向移動。根據平衡一定原理，升高溫度，化學平衡向吸熱反應方向移動，逆反應方向為吸熱反應，所以正反應為放熱反應。所以b<0. ②400℃時c(NH₃)=6mol/L,c(N₂)=4mol/Lc(H₂)="2mol/L." =>0.5,所以化學平衡向逆反應方向移動。即此時刻該反應的v_正（N₂）<v_逆（N₂）. ①+②×2，整理可得：4NH₃（g）＋5O₂（g）=4NO（g）＋6H₂O（g）ΔH＝－905.8 kJ/mol。
考點：考查氨氣的性質及應用。主要涉及原電池的反應原理、離子濃度的大小比較、電離平衡常數(shù)的計算、化學平衡常數(shù)的表達、反應熱的計算及熱化學方程式的書寫等知識。