氨氣是重要的化工原料（1）已知：N2（g）+O2（g）=2NO（g） △H=+180.5kJ·mol-14N...

問題詳情：

氨氣是重要的化工原料

（1）已知： N2（g）+O2（g）=2NO（g） △H= +180.5kJ·mol-1

4NH3（g）+5O2（g）=4NO（g）+6H2O（g） △H= -905kJ·mol-1

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

寫出氨氣在高溫高壓催化劑條件下生成氮氣和*氣的熱化學方程式：；如果在1L密閉容器中，3mol NH3 在等溫條件下充分反應，2min後達到平衡，平衡時的反應熱為92.4kJ ，則在這段時間內v(H2)= ；保持溫度不變，將起始NH3的物質的量調整為8mol，平衡時NH3的轉化率為。

（2）氨氣在純氧中燃燒，生成一種單質和水，試寫出該反應的化學方程式：，

科學家利用此原理，設計成氨氣一氧氣燃料電池，則通入氨氣的電極是（填“正極”或“負極”）；鹼*條件下，該電極發生反應的電極反應式為。

（3）一定條件下，某密閉容器中發生反應：4NH3（g）+5O2（g） 4NO（g）+6H2O（g）。在一定體積的密閉容器中，為使該反應的反應速率增大，且平衡向正反應方向移動，下列措施中可採用的是（填字母代號）。

a．增大壓強 b．適當升高溫度 c．增大O2的濃度 d．選擇高效催化劑

（4）如果某氨水的電離程度為1%，濃度為0.01 mol/LMgCl2溶液滴加氨水至開始產生沉澱時(不考慮溶液體積變化)，溶液中的NH3·H2O的濃度為 {已知Ksp[Mg(OH)2]=4.0×10-12]}

【回答】

【知識點】蓋斯定律應用原電池原理影響化學平衡因素 F2 F3 G2

【*解析】（1）2NH3（g） N2（g）+ 3H2（g） ΔH ＝ +92.4 kJ · mol-1 ；（2分）-1 50%（3分）

（2）4NH3+3O22N2+6H2O，（2分）負極（1分）2NH3+6OH-6e—= N2+6H2O （2分）

（3）C（2分）（4）0.002 mol/L（2分）

解析：（1）① N2（g）+O2（g）=2NO（g） △H= +180.5kJ·mol-1

② 4NH3（g）+5O2（g）=4NO（g）+6H2O（g） △H= -905kJ·mol-1

③ 2H2（g）+O2（g）=2H2O（g） △H= -483.6kJ·mol-1

利用蓋斯定律：②×1/2-①-③×3/2得：2NH3（g） N2（g）+ 3H2（g） ΔH ＝ +92.4 kJ · mol-1 ；在1L密閉容器中，3mol NH3 在等溫條件下充分反應，2min後達到平衡，平衡時的反應熱為92.4kJ ，說明有2摩爾NH3發生分解，得H23摩爾，則在這段時間內v(H2)=3mol/L÷2min=-1

如果在1L密閉容器中，3mol NH3 在等溫條件下充分反應，平衡時的反應熱為92.4kJ，說明反應的氨氣為2mol， 2NH3（g）⇌N2（g）+3H2（g）△H=+92.4 kJ•mol-1；起始量（mol） 3 0 0 變化量（mol） 2 1 3 平衡量（mol） 1 1 3 K=

保持溫度不變，平衡常數不變，將起始NH3的物質的量調整為8mol，設轉化的氨氣物質的量為x 2NH3（g）⇌N2（g）+3H2（g）△H=+92.4 kJ•mol-1；起始量（mol） 8 0 0 變化量（mol） x 0.5x 1.5x 平衡量（mol） 8-x 0.5x 1.5x

K=,解得x=4

平衡時氨氣的轉化率:=50%

（2）氨氣在純氧中燃燒，生成一種單質和水，反應的化學方程式：4NH3+3O22N2+6H2O，燃料在負極發生氧化反應，則通入氨氣的電極是負極；鹼*條件下，該電極發生反應的電極反應式為：2NH3+6OH--6e-=N2+6H2O，（3）4NH3（g）+5O2（g）⇌4NO（g）+6H2O（g）．在一定體積的密閉容器中，為使該反應的反應速率增大，且平衡向正反應方向移動， a．反應是氣體體積增大的反應，增大壓強，反應速率增大，平衡逆向進行，故a不符合； b．反應是放熱反應，適當升高溫度，反應速率增大，平衡逆向進行，故b不符合； c．增大O2的濃度，平衡正向進行，反應速率增大，故c符合； d．選擇高效催化劑只能改變化學反應速率，但不改變化學平衡，故d不符合；故*為：c；（4）Ksp=c（Mg2+）×c2（OH-）=4.0×10-12 ，c（Mg2+）=0.01mol/L，則c（OH-）=2×10-5mol/L，所以氨水的濃度: