Question

6．（1）在一定條件下，將1.00molN₂（g）與3.00molH₂（g）混合于一個10.0L密閉容器中，在不同溫度下達到平衡時NH₃（g）的平衡濃度如圖1所示．其中溫度為T₁時平衡混合氣體中氨氣的體積分數為25.0%．．
①當溫度由T₁變化到T₂時，平衡常數關系K₁＞K₂（填“＞”，“＜”或“=”），焓變△H＜0．（填“＞”或“＜”）
②該反應在T₁溫度下5.00min達到平衡，這段時間內N₂的化學反應速率為8.00×10^-3mol/（L•min）．
③T₁溫度下該反應的化學平衡常數K₁=18.3．
（2）根據最新“人工固氮”的研究報道，在常溫常壓和光照條件下N₂在催化劑表面與水發生反應：2N₂（g）+6H₂O（l）=4NH₃（g）+3O₂（g），此反應的△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）科學家采用質子高導電性的SCY陶瓷（可傳遞H⁺）實現了低溫常壓下高轉化率的電化學合成氨，其實驗原理示意圖如圖2所示，則陰極的電極反應式是N₂+6e^-+6H⁺=2NH₃．

（4）已知某些弱電解質在水中的電離平衡常數（25℃）如表：

弱電解質	H2CO3	NH3•H2O
電離平衡常數	Ka1=4.30×10-7　　　　Ka2=5.61×10-11	1.77×10-5

現有常溫下0.1mol•L^-1的（NH₄）₂CO₃溶液，
①該溶液呈性（填“酸”、“中”、“堿”），原因是由于NH₃•H₂O的電離平衡常數大于HCO₃^-的電離平衡常數，因此CO₃^2-水解程度大于NH₄⁺水解程度，溶液呈堿性．
②該（NH₄）₂CO₃溶液中各微粒濃度之間的關系式不正確的是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由圖1可知，溫度越高，平衡時NH₃的濃度越小，說明升高溫度平衡向逆反應進行，平衡常數減小；
②令參加反應的氮氣的物質的量為nmol，利用三段式用n表示處于平衡時各組分的物質的量，根據氨氣的體積分數列方程計算n的值，再計算用N₂表示的化學反應速率；
③根據平衡常數表達式帶入平衡濃度計算T₁溫度下該反應的化學平衡常數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），根據蓋斯定律求△H；
（3）由圖可知電解時，陰極與電源的負極相連，氮氣在陰極得電子發生還原反應生成氨氣，據此寫出陰極反應；
（4）①弱電解質的電離平衡常數越小，其相應的弱離子水解程度越大，碳酸第二步電離平衡常數小于一水合氨電離平衡常數，則碳酸根離子水解程度大于一水合氨，據此判斷碳酸鈉溶液酸堿性；
②碳酸根離子水解程度大于銨根離子水解程度，碳酸氫根離子濃度大于一水合氨濃度，溶液中存在電荷守恒和物料守恒，結合電荷守恒、物料守恒和質子守恒判斷．

解答 解：（1）①由圖可知，溫度越高，平衡時NH₃的濃度越小，說明升高溫度平衡向逆反應進行，平衡常數減小，故平衡常數K_A＞K_B，溫度越高，K值越小，所以正反應是放熱反應，
故答案為：＞；＜；
②令參加反應的氮氣的物質的量為nmol，則：
            N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）
開始（mol）：1        3             0
變化（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，這段時間內N₂的化學反應速率為為：$\frac{\frac{0.4mol}{10L}}{5.00min}$=8.00×10^-3mol/（L•min），
故答案為：8.00×10^-3mol/（L•min）；
③N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）
開始（mol）：1        3             0
變化（mol）：0.4     1.2           0.8
平衡（mol）：0.6     1.8           0.8
平衡濃度（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；
故答案為：18.3；
（2）①N₂（g）+3H₂（g）=2NH₃（g）△H1=a kJ/mol；
②2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（l）△H2=b kJ/mol，
根據蓋斯定律可知，目標反應為2×①-3×②，所以2N₂（g）+6H₂O（l）=4NH₃（g）+3O₂（g）△H=（2a-3b）kJ/mol，
故答案為：（2a-3b）kJ/mol；
（3）電解時，N₂在陰極上得電子被還原生成氨氣，氫離子參加反應，陰極反應式為反應式為N₂+6H⁺+6e^-=2NH₃，
故答案為：反應式為N₂+6H⁺+6e^-=2NH₃；
（4）：①分析電離平衡常數可知電離程度，NH₃•H₂O＞H₂CO₃＞HCO₃^-，對應鹽水解程度NH₄⁺＜HCO^3-＜CO₃^2-，常溫下0.1mol•L^-1的（NH₄）₂CO₃溶液呈堿性，由于NH₃•H₂O的電離平衡常數大于HCO₃^-的電離平衡常數，因此CO₃^2-水解程度大于NH₄⁺水解程度，溶液中c （OH^-）＞c（H⁺），溶液呈堿性；
故答案為：堿；由于NH₃•H₂O的電離平衡常數大于HCO₃^-的電離平衡常數，因此CO₃^2-水解程度大于NH₄⁺水解程度，溶液呈堿性；
②A．溶液中銨根離子濃度大于碳酸根離子濃度，碳酸根離子水解程度大于銨根離子水解程度，所以溶液中離子濃度大小為：c（NH₄⁺）＞c（CO₃^2-）＞c（HCO₃^-）＞c（NH₃•H₂O），故A正確；
B．溶液中存在電荷守恒為：c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（HCO₃^-）+c（OH^-）+2c（CO₃^2-），故B錯誤；
C．依據溶液中物料守恒得到：c（CO₃^2-）+c（HCO₃^-）+c（H₂CO₃）=0.1mol•L^-1 ，故C正確；
D．依據溶液中物料守恒，n（N）：n（C）=2：1，結合溶液中離子種類和守恒關系得到：c（NH₄⁺）+c（NH₃•H₂O）=2c（CO₃^2-）+2c（HCO₃^-）+2c（H₂CO₃），故D正確；
故選：B．

點評 本題考查了反應熱的計算、平衡計算、電解質溶液中的離子平衡、電解池電極反應式的書寫、鹽類水解應用及離子濃度大小比較，中等難度，準確把握化學平衡理論及電解池工作原理、明確電離平衡常數與弱離子水解程度關系是解本題關鍵，注意守恒思想的靈活運用．