Question

氨氣在科研、生產中有廣泛應用。
              
（1）在三個1L的恒容密閉容器中，分別加入0.1mol N₂和0.3mol H₂發生反應N₂（g）+3H₂（g）2NH₃（g）ΔH₁＜0，實驗Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ中c（N₂）隨時間（t）的變化如圖所示（T表示溫度）。
①實驗Ⅲ在前10分鐘內N₂平均反應速率v（N₂）=                         ；（寫出計算過程）
②與實驗Ⅱ相比，實驗Ⅰ、實驗Ⅲ分別采用的實驗條件可能為             、                  。
（2）常溫下NH₄^＋（aq）+H₂O（l）NH₃?H₂O（aq）+H^＋（aq）的化學平衡常數為5.55×10^－10 mol·L^-1，則NH₃?H₂O的電離平衡常數K=                      （保留三位有效數字）。
（3）常溫下，將1mL pH均為11的氨水與NaOH溶液分別加水稀釋，請在右圖中畫出兩溶液的pH隨體積稀釋倍數的變化曲線（加必要標注）。
（4）工業上用NH₃消除NO污染。在一定條件下，已知每還原1molNO，放出熱量120kJ，請完成下列熱化學方程式：   NO(g)＋ NH₃(g)＝ N₂(g)＋       (g) ΔH₂＝                  。

Answer 1

（1）①v(N₂)=" Δ" c (N₂) /Δt="(0.10-0.06" )mol·L^-1/10min=0.004(或4×10^-3) mol·L^-1·min^-1(代數式1分，結果表達1分，帶單位運算1分。共3分) ②升高溫度、使用催化劑（各2分，共4分）
（2）1.80×10^-5mol·L^-1（2分，無單位扣1分）。
（3）（見右圖）（2分）

（4）6NO(g)＋4NH₃(g)＝5N₂(g)＋6H₂O(g) （2分）ΔH₂＝－720 kJ/mo1。（2分，沒負號扣1分）
或者3NO(g)＋2NH₃(g)＝5/2N₂(g)＋3H₂O(g)  ΔH₂＝－360 kJ/mo1

試題分析： （1）①從圖像可以看出10分鐘內氮氣的變化量，因此反應速率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與實驗II相比，曲線I更快達到平衡，但氮氣的平衡轉化率要低，而該反應是吸熱反應，因此改變的條件應該是升高了反應的溫度；與實驗II相比，曲線III反應速率也更快達到平衡，但是平衡轉化率不同，因此改變的條件應該是加入了催化劑。
（2）已知的反應式為NH₄^＋ 的水解平衡式，該反應式可以由水的電力平衡式和氨水的電離平衡式結合而得，因此現在要求氨水的電離平衡，只要用水的電力平衡式H₂O（l） H^＋（aq）+OH^-（aq）減去已知的水解平衡式即可，相應的平衡常數K(NH₃?H₂O)=Kw/Kh=1×10^－14 /5.55×10^－10 =1.80×10^－5 mol·L^-1  。
（3）pH相同的弱堿和強堿溶液稀釋，前階段強堿溶液的pH值等倍數的降低，弱堿溶液邊稀釋邊電離pH降低比強堿要慢，后階段稀釋接近無限稀釋，因此溶液的pH值均不再等倍數降低，而是無限的接近7，但是堿溶液始終是堿溶液，pH值不能等于7。因此曲線如圖所示。

（4）用氨氣做還原劑還原污染物NO，此處氨氣中N的化合價由-3→0價，NO中N的化合價由+2→0價，因此根據得失電子守恒配平方程式為6NO(g)＋4NH₃(g)＝5N₂(g)＋6H₂O(g)，方程式中NO的系數是6，表示還原NO為6mol，因此熱效應ΔH₂＝6×120kJ=720kJ/mol。由于熱化學方程式中系數可以是分數，因此答案也可以是3NO(g)＋2NH₃(g)＝5/2N₂(g)＋3H₂O(g)  ΔH₂＝－360 kJ/mo1。