Question

氨气在科研、生产中有广泛应用。

（1）在三个1L的恒容密闭容器中，分别加入0.1mol N₂和0.3mol H₂发生反应N₂（g）+3H₂（g）2NH₃（g）ΔH₁＜0，实验Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ中c（N₂）随时间（t）的变化如图所示（T表示温度）。

①实验Ⅲ在前10分钟内N₂平均反应速率v（N₂）=_________________________；（写出计算过程）

②与实验Ⅱ相比，实验Ⅰ、实验Ⅲ分别采用的实验条件可能为_____________、__________________。

（2）常温下NH₄^＋（aq）+H₂O（l）NH₃•H₂O（aq）+H^＋（aq）的化学平衡常数为5.55×10^－10mol·L^-1，则NH₃•H₂O的电离平衡常数K=______________________（保留三位有效数字）。

（3）常温下，将1mL pH均为11的氨水与NaOH溶液分别加水稀释，请在右图中画出两溶液的pH随体积稀释倍数的变化曲线______________（加必要标注）。

（4）工业上用NH₃消除NO污染。在一定条件下，已知每还原1molNO，放出热量120kJ，请完成下列热化学方程式： NO(g)＋ NH₃(g)＝ N₂(g)＋______(g) ΔH₂＝__________________。

Answer

v(N2)= Δ c (N2) /Δt=(0.10-0.06 )mol·L-1/10min=0.004(或4×10-3) mol·L-1·min-1 升高温度 使用催化剂 1.80×10-5mol·L-1 6NO(g)＋4NH3(g)＝5N2(g)＋6H2O(g) 或者3NO(g)＋2NH3(g)＝5/2N2(g)＋3H2O(g) －720 kJ/mo1或者－360 kJ/mo1；

【解析】

（1）①从图像可以看出10分钟内氮气的变化量，因此反应速率v（N2）=Δ c (N2) /Δt=(0.10-0.06)mol·L-1/10min=0.004(或4×10-3) mol·L-1·min-1 ；

②与实验II相比，曲线I更快达到平衡，但氮气的平衡转化率要低，而该反应是吸热反应，因此改变的条件应该是升高了反应的温度；与实验II相比，曲线III反应速率也更快达到平衡，但是平衡转化率相同，因此改变的条件应该是加入了催化剂；

（2）已知的反应式为NH4＋ 的水解平衡式，该反应式可以由水的电离平衡式和氨水的电离平衡式结合而得，因此现在要求氨水的电离平衡，只要用水的电力平衡式H2O（l）H＋（aq）+OH-（aq）减去已知的水解平衡式即可，相应的平衡常数K(NH3•H2O)=Kw/Kh=1×10－14 /5.55×10－10 =1.80×10－5mol·L-1 ；

（3）pH相同的弱碱和强碱溶液稀释，前阶段强碱溶液的pH值等倍数的降低，弱碱溶液边稀释边电离pH降低比强碱要慢，后阶段稀释接近无限稀释，因此溶液的pH值均不再等倍数降低，而是无限的接近7，但是碱溶液始终是碱溶液，pH值不能等于7。因此曲线如图所示。

（4）用氨气做还原剂还原污染物NO，此处氨气中N的化合价由-3→0价，NO中N的化合价由+2→0价，因此根据得失电子守恒配平方程式为6NO(g)＋4NH3(g)＝5N2(g)＋6H2O(g)，方程式中NO的系数是6，表示还原NO为6mol，因此热效应ΔH2＝6×120kJ=720kJ/mol。由于热化学方程式中系数可以是分数，因此答案也可以是3NO(g)＋2NH3(g)＝5/2N2(g)＋3H2O(g) ΔH2＝－360 kJ/mo1。