Question

【題目】二氧化碳和氨是重要的化工產品，是純堿工業、制造硝酸、銨鹽和氮肥等的原料．
（1）CO2的電子式是 ．
（2）以NH3與CO2為原料合成尿素[化學式為CO（NH2）2]的主要反應如下：
①2NH3（g）+CO2（g）═NH2CO2NH4（s）△H=﹣l59.5kJmol﹣1
②NH2CO2NH4（s）CO（NH2）2（s）+H2O（g）△H=+116.5kJmol﹣1
③H2O（1）═H2O（g）△H=+44.0kJmol﹣1
寫出CO2與NH3合成尿素和液態水的熱化學反應方程式；
（3）NH3和O2在鉑系催化劑作用下從145℃就開始反應：4NH3（g）+5O2（g）4NO（g）+6H2O（g）△H=﹣905kJmol﹣1不同溫度下NO產率如下圖1所示，由此圖可知溫度對NO產率的影響規律為 ， 請用化學反應速率和化學平衡理論解釋其原因： ．

（4）以NO2、O2、熔融NaNO3組成的燃料電池裝置如圖2所示，在使用過程中石墨I電極反應生成一種氧化物Y，有關石墨I電極反應可表示為 ．

（5）已知常溫下NH3H2O的電離平衡常數K=1.75×10﹣5 ， H2CO3的電離平衡常數K1=4.4×10﹣7 ， K2=4.7×10﹣11 ． 常溫下，用氨水吸收CO2可得到NH4HCO3溶液，NH4HCO3溶液顯（填“酸性”、“中性”或“堿性”）；計算反應NH4++HCO3﹣+H2ONH3H2O+H2CO3的平衡常數K=（結果保留2位有效數字）．

Answer 1

【答案】
（1）
（2）2NH3（g）+CO2（g）=CO（NH2）2（s）+H2O（l）△H=﹣87.0KJ/mol
（3）145℃到900℃時，NO產率隨溫度升高而增大；溫度高于900℃時，平衡向左移動
（4）NO2+NO3﹣﹣e﹣=N2O5
（5）堿性；1.3×10﹣3
【解析】解：（1.）二氧化碳是碳原子和氧原子間通過共價雙鍵形成的非極性分子，碳原子和氧原子均達到了8電子穩定結構，所以答案是： ；
（2.）①2NH3（g）+CO2（g）=NH2CO2 NH4（s）△H=+l59.5kJmol﹣1
②NH2CO2NH4（s）=CO（NH2）2（s）+H2O（g）△H=﹣116.5kJmol﹣1
③H2O（l）=H2O（g）△H=﹣44.0kJmol﹣1
依據熱化學方程式和蓋斯定律計算①+②﹣③得到CO2與NH3合成尿素和液態水的熱化學反應方程式為：2NH3（g）+CO2（g）=CO（NH2）2（s）+H2O（l）△H=﹣87.0KJ/mol；
所以答案是：2NH3（g）+CO2（g）=CO（NH2）2（s）+H2O（l）△H=﹣87.0KJ/mol；
（3.）145℃到900℃時，NO產率隨溫度升高而增大；對于放熱反應，溫度升高，則化學平衡向逆向移動，所以氨氣的產率減小，
所以答案是：145℃到900℃時，NO產率隨溫度升高而增大；溫度高于900℃時，平衡向左移動；（4.）以NO2、O2、熔融NaNO3組成的燃料電池裝置如下圖所示，在使用過程中石墨I電極反應生成一種氧化物Y，二氧化氮在負極失電子發生氧化反應，元素化合價升高為+5價，氧化物為N2O5 ， 反應的電極反應為：NO2+NO3﹣﹣e﹣=N2O5；
所以答案是：NO2+NO3﹣﹣e﹣=N2O5；
（5.）根據鹽類水解規律，已知NH3 ． H2O的電離平衡常數K=1.75×10﹣5 ， H2CO3的電離平衡常數K1=4.4×10﹣7 ， K2=4.7×10﹣11 ， 所以碳酸氫根的水解程度更大，所以NH4HCO3顯堿性；反應NH4++HCO3﹣+H2O═NH3 ． H2O+H2CO3的平衡常數K= = = =1.3×10﹣3；
所以答案是：堿性；1.3×10﹣3 ．
【考點精析】關于本題考查的弱電解質在水溶液中的電離平衡，需要了解當弱電解質分子離解成離子的速率等于結合成分子的速率時，弱電解質的電離就處于電離平衡狀態；電離平衡是化學平衡的一種，同樣具有化學平衡的特征．條件改變時平衡移動的規律符合勒沙特列原理才能得出正確答案．