Question

【題目】氨氣在科研、生產中有廣泛應用。

（1）在三個1L的恒容密閉容器中，分別加入0.1mol N2和0.3mol H2發生反應N2（g）+3H2（g）2NH3（g）ΔH1＜0，實驗Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ中c（N2）隨時間（t）的變化如圖所示（T表示溫度）。

①實驗Ⅲ在前10分鐘內N2平均反應速率v（N2）=_________________________；（寫出計算過程）

②與實驗Ⅱ相比，實驗Ⅰ、實驗Ⅲ分別采用的實驗條件可能為_____________、__________________。

（2）常溫下NH4＋（aq）+H2O（l）NH3H2O（aq）+H＋（aq）的化學平衡常數為5.55×10－10mol·L-1，則NH3H2O的電離平衡常數K=______________________（保留三位有效數字）。

（3）常溫下，將1mL pH均為11的氨水與NaOH溶液分別加水稀釋，請在右圖中畫出兩溶液的pH隨體積稀釋倍數的變化曲線______________（加必要標注）。

（4）工業上用NH3消除NO污染。在一定條件下，已知每還原1molNO，放出熱量120kJ，請完成下列熱化學方程式： NO(g)＋ NH3(g)＝ N2(g)＋______(g) ΔH2＝__________________。

Answer 1

【答案】v(N2)= Δ c (N2) /Δt=(0.10-0.06 )mol·L-1/10min=0.004(或4×10-3) mol·L-1·min-1 升高溫度 使用催化劑 1.80×10-5mol·L-1 6NO(g)＋4NH3(g)＝5N2(g)＋6H2O(g) 或者3NO(g)＋2NH3(g)＝5/2N2(g)＋3H2O(g) －720 kJ/mo1或者－360 kJ/mo1；

【解析】

（1）①從圖像可以看出10分鐘內氮氣的變化量，因此反應速率v（N2）=Δ c (N2) /Δt=(0.10-0.06)mol·L-1/10min=0.004(或4×10-3) mol·L-1·min-1 ；

②與實驗II相比，曲線I更快達到平衡，但氮氣的平衡轉化率要低，而該反應是吸熱反應，因此改變的條件應該是升高了反應的溫度；與實驗II相比，曲線III反應速率也更快達到平衡，但是平衡轉化率相同，因此改變的條件應該是加入了催化劑；

（2）已知的反應式為NH4＋ 的水解平衡式，該反應式可以由水的電離平衡式和氨水的電離平衡式結合而得，因此現在要求氨水的電離平衡，只要用水的電力平衡式H2O（l）H＋（aq）+OH-（aq）減去已知的水解平衡式即可，相應的平衡常數K(NH3H2O)=Kw/Kh=1×10－14 /5.55×10－10 =1.80×10－5mol·L-1 ；

（3）pH相同的弱堿和強堿溶液稀釋，前階段強堿溶液的pH值等倍數的降低，弱堿溶液邊稀釋邊電離pH降低比強堿要慢，后階段稀釋接近無限稀釋，因此溶液的pH值均不再等倍數降低，而是無限的接近7，但是堿溶液始終是堿溶液，pH值不能等于7。因此曲線如圖所示。

（4）用氨氣做還原劑還原污染物NO，此處氨氣中N的化合價由-3→0價，NO中N的化合價由+2→0價，因此根據得失電子守恒配平方程式為6NO(g)＋4NH3(g)＝5N2(g)＋6H2O(g)，方程式中NO的系數是6，表示還原NO為6mol，因此熱效應ΔH2＝6×120kJ=720kJ/mol。由于熱化學方程式中系數可以是分數，因此答案也可以是3NO(g)＋2NH3(g)＝5/2N2(g)＋3H2O(g) ΔH2＝－360 kJ/mo1。