Question

【題目】液氨氣化后分解產(chǎn)生的氫氣可作為燃料供給氫氧燃料電池。

已知：2NH3(g) N2 (g)+3H2(g) △H= 92.4 kJ·mol-1

2H2 (g)+O2 (g)=2H2O(g) △H= - 483.6 kJ·mol-1

NH3(l) NH3 (g) △H= 23.4 kJ·mol-1

(1) 4NH3(l)+3O2 (g)2N2(g)+6H2O(g) 的△H=______，該反應的平衡常數(shù)表達式為______。

(2) 2NH3(g) N2(g)十3H2(g)能自發(fā)的條件是_________（填“高溫”或“低溫”）；恒溫（T1）恒容時，催化分解初始濃度為c0的氨氣，得氨氣的轉化率α(NH3)隨時間t變化的關系如圖曲線1。如果保持其他條件不變，將反應溫度提高到T2，請在圖中再添加一條催化分解初始濃度也為c0的氨氣過程中α(NH3)～t的總趨勢曲線_________（標注2）。

(3)有研究表明，在溫度大于70℃、催化劑及堿性溶液中，可通過電解法還原氮氣得到氨氣，寫出陰極的電極反應式______________________。

(4) 25℃時，將amol/L的氨水與b mol/L鹽酸等體積混合（體積變化忽略不計），反應后溶液恰好顯中性，用a、b表示NH3·H2O的電離平衡常數(shù)為_______________。

Answer 1

【答案】 -1172.4kJ/mol 高溫 N2+3H2O+6e-=2NH3+6OH-

【解析】本題考查蓋斯定律的應用，反應自發(fā)進行的判斷，電解原理的應用及電離平衡常數(shù)等知識，根據(jù)具體知識解答即可。

（1）①2NH3(g) N2 (g)+3H2(g) △H= 92.4 kJ·mol-1，②2H2 (g)+O2 (g)=2H2O(g) △H= - 483.6 kJ·mol-1，③NH3(1) NH3 (g) △H= 23.4 kJ·mol-1，由蓋斯定律：2×①+3×②+4×③得到反應4NH3(l)+3O2 (g)2N2(g)+6H2O(g) 的△H=92.4×2+（-483.6）×3+23.4×4=-1172.4kJ/mol；根據(jù)化學平衡常數(shù)的含義，該反應的平衡常數(shù)表達式為。

（2）已知2NH3(g) N2 (g)+3H2(g) △H= 92.4 kJ·mol-1，反應后氣體的物質(zhì)的量增大，則△S＞0，而且△H＞0，若要使△H-T·△S＜0，則需在較高溫度下，所以2NH3(g) N2(g)十3H2(g)能自發(fā)進行的條件是高溫；將反應溫度提高到T2，反應速率加快，到達平衡所用時間縮短，氨氣的分解反應為吸熱反應，升高溫度，平衡正向移動，氨氣的轉化率增大，則T2溫度時氨氣分解初始濃度為c0的過程中α（NH3）～t的總趨勢曲線為。

（3）根據(jù)題意，電解法還原氮氣得到氨氣，陰極是氮氣得電子發(fā)生還原反應生成氨氣，1mol氮氣得6mol電子，利用OH－平衡電荷，然后用原子守恒配平，則電極反應式為N2+3H2O+6e-=2NH3+6OH- 。

（4）將amol/L的氨水與bmol/L的鹽酸等體積混合，反應后溶液顯中性，則溶液中c(H＋)=c（OH-）=1×10-7mol/L，根據(jù)電荷守恒c(Cl-)+c(OH-)=c(NH4+)+c(H+)，溶液中c（NH4+）=c（Cl-）= mol/L，混合后反應前c（NH3H2O）= mol/L，則反應后c（NH3H2O）=（ - ）mol/L，mol/L，Kb=[c(NH4＋ )·c(OH－)]÷c(NH3·H2O)=。