Question

工业合成氨是一个可逆反应：N₂+3H₂   2NH₃
（1）图1中虚线部分是通过改变化学反应中的______条件，请解释原因：______．
（2）合成塔中发生反应为：N₂（g）+3H₂（g）2NH₃（g）；△H＜0．下表为不同温度下该反应的平衡常数．由此可推知，表中T₁______573K（填“＞”、“＜”或“=”）．

T/K	T1	573	T3
K	1.00×10^7	2.54×10^5	1.88×10^3

（3）NH₃和O₂在铂系催化剂作用下从145℃就开始反应：4NH₃+5O₂4NO+6H₂O△H=-905kJ/mol
不同温度下NO产率如图2所示．温度高于900℃时，NO产率下降的原因是：______．
（4）25°C时，将上述实验中产生的NH₃溶于水得0.1mol•L^-1氨水溶液20.0mL，测得PH=11，则该条件下，NH₃•H₂O的电离度α=______，电离平衡常数K_b≈______．若用0.1mol•L^-1的盐酸滴定上述氨水溶液，当滴入盐酸10.0mL时，混合液中各离子浓度由大到小的排列顺序为______．
（5）若将上述实验中产生的NH₃通入到0.04mol•L^-1的FeCl₃溶液中，要使溶液中Fe³⁺沉淀较完全（即Fe³⁺浓度降至原来的千分之一），则溶液的pH为______．（已知常温下，Fe（OH）₃的溶度积常数Ksp=4×10^-38）

Answer

（1）根据图1中虚线部分降低了反应所需的活化能，但反应热不变来分析；
（2）温度和平衡常数间的关系取决于平衡受温度的影响情况；
（3）对于放热反应，温度升高，则化学平衡向逆向移动；
（4）根据氨水电离生成等量的铵根离子和氢氧根离子，求出平衡时各离子的浓度，在利用电离度、电离平衡常数的公式求解；先分析溶液中的成分，然后比较离子浓度的大小；
（5）由常温下，Fe（OH）3的溶度积常数Ksp=4×10-38及Fe3+沉淀较完全（即Fe3+浓度降至原来的千分之一）来计算．
【解析】
（1）图1中虚线部分改变了反应的途径，从而降低了反应所需的活化能，但反应热不变，则改变的条件应为催化剂，
故答案为：催化剂；因为催化剂能改变反应的路径，使发生反应所需的活化能降低；
（2）对于放热反应，温度升高，则化学平衡逆向移动，导致平衡常数减小，所以T1＜573K，故答案为：＜；
（3）对于放热反应，温度升高，则化学平衡向逆向移动，所以氨气的产率减小，
故答案为：温度高于900℃时，平衡逆向移动；
（4）氨水溶液PH=11，则C（H+）═10-11 mol•L-1，C（0H-）═10-3mol•L-1，
                       NH3•H2O⇌NH4++OH-
起始（mol•L-1）          0.1    0      0
反应（mol•L-1）-）       10-3     10-3  10-3 
平衡（mol•L-1）         0.1       10-3  10-3 
所以NH3•H2O的电离度为×100%=1.0%；NH3•H2O的电离平衡常数为=1.0×10-5；
用0.1mol•L-1的盐酸滴定上述氨水溶液：NH3•H2O+HCl=NH4Cl+H2O
                              1mol•L-1×0.02L  1mol•L-1×0.01L 
反应后溶液的成分为：NH4Cl和氨水，溶液显碱性，c（OH-）＞c（H+），再根据电荷守恒可知，c（Cl-）+c（OH-）=
c（NH4+）+c（H+），则c（NH4+）＞c（Cl-），电离产生氢氧根离子，则c（NH4+）＞c（Cl-）＞c（OH-）＞c（H+），
故答案为：1.0%；1.0*10-5；c（NH4+）＞c（Cl-）＞c（OH-）＞c（H+）；
（5）Fe3+沉淀较完全时，Fe3+浓度为0.04mol/L×10-3=4×10-5mol/L，由常温下，Fe（OH）3的溶度积常数Ksp=4×10-38，则c（OH-）==10-11，故c（H+）=10-3，所以pH=3，故答案为：3．