Question

【題目】利用化學反應原理回答下列問題：

（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該反應的焓變△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______．

③T1溫度下該反應的化學平衡常數K1=______．

（2）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所示，則陰極的電極反應式是____________．

（3）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	NH3H2O
電離平衡常數	Ka1=4.30×10﹣7 Ka2=5.61×10﹣11	Kb=1.77×10﹣5

現有常溫下0.1molL﹣1的（NH4）2CO3溶液，

①該溶液呈__性（填“酸”、“中”、“堿”），原因是___________．

②該（NH4）2CO3溶液中各微粒濃度之間的關系式不正確的是__．

A．c（NH4+）＞c（CO32﹣）＞c（HCO3﹣）＞c（NH3H2O）

B．c（NH4+）+c（H+）=c（HCO3﹣）+c（OH﹣）+c（CO32﹣）

C．c（CO32﹣）+c（HCO3﹣）+c（H2CO3）=0.1mol/L

D．c（NH4+）+c（NH3H2O）=2c（CO32﹣）+2c（HCO3﹣）+2c（H2CO3）

E．c（H+）+c（HCO3﹣）+c（H2CO3）=c（OH﹣）+c（NH3H2O）

Answer 1

【答案】 ＜ 8.00×10﹣3mol/（Lmin） 18.3 N2+6H++6e﹣=2NH3 堿 由于NH3H2O的電離平衡常數大于HCO3﹣的電離平衡常數，因此CO32﹣水解程度大于NH4+水解程度，溶液呈堿性 BE

【解析】（1）①根據圖像可知升高溫度氨氣濃度降低，這說明升高溫度平衡向逆反應方向進行，因此該反應的焓變△H＜0；②根據方程式可知

N2+3H22NH3

起始濃度（mol/L）0.1 0.3 0

轉化濃度（mol/L）x 3x 2x

平衡濃度（mol/L）0.1-x 0.3-3x 2x

則

解得x＝0.04

所以這段時間內N2的化學反應速率為0.04mol/L÷5min＝8.00×10﹣3mol/（Lmin）；

③T1溫度下該反應的化學平衡常數K1＝；

（2）電解池中陰極發生得到電子的還原反應，則陰極是氮氣得到電子結合氫離子轉化為氨氣，電極反應式是N2+6H++6e﹣=2NH3；

（3）①一水合氨的電離常數大于碳酸氫根離子的電離常數，因此銨根的水解程度小于碳酸根的水解程度，所以該溶液呈堿性；②A．銨根的水解程度小于碳酸根的水解程度，該溶液呈堿性，則c（NH4+）＞c（CO32﹣）＞c（HCO3﹣）＞c（NH3H2O），A正確；B．根據電荷守恒可知c（NH4+）+c（H+）=c（HCO3﹣）+c（OH﹣）+2c（CO32﹣），B錯誤；C．根據物料守恒可知c（CO32﹣）+c（HCO3﹣）+c（H2CO3）=0.1mol/L，C正確；D．根據物料守恒可知c（NH4+）+c（NH3H2O）=2c（CO32﹣）+2c（HCO3﹣）+2c（H2CO3），D正確；E．根據電荷守恒和物料守恒可知c（H+）+c（HCO3﹣）+2c（H2CO3）=c（OH﹣）+c（NH3H2O），E錯誤，答案選BE。