Question

【題目】（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1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當溫度由T1變化到T2時，平衡常數關系K1 K2（填“＞”，“＜”或“=”），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）根據最新“人工固氮”的研究報道，在常溫常壓和光照條件下N2在催化劑表面與水發生反應：2N2（g）+6H2O（l）=4NH3（g）+3O2（g），此反應的△S 0（填“＞”或“＜”）。若已知：N2（g）+3H2（g）=2NH3（g）△H=a kJ/mol 2H2（g）+O2（g）=2H2O（l）△H=b kJ/mol 2N2（g）+6H2O（l）=4NH3（g）+3O2（g）的△H= （用含a、b的式子表示）。

（3）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2所示，則陰極的電極反應式是 。

（4）已知某些弱電解質在水中的電離平衡常數（25℃）如下表：

弱電解質	H2CO3	NH3.H2O
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0．1 mol·L-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(NH3.H2O)

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(NH3.H2O)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)

E．c(H+)+c(HCO3-)+c(H2CO3)=c(OH-)+c(NH3.H2O)

Answer 1

【答案】（1）①＞，＜；②8.00×10﹣3mol/（Lmin）；③K1≈18.3 (L/mol)2；

（2）＞；（2a﹣3b）kJ/mol；

（3）N2+6e﹣+6H+=2NH3；

（4）① 堿 ；由于NH3·H2O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；② BE。

【解析】

試題分析：（1）①隨著溫度升高，c(NH3)減小，說明平衡向逆反應方向移動，平衡常數減小，K1>K2；根據勒夏特列原理，△H<0；②N2 ＋ 3H2 2NH3

起始：1 3 0

變化：x 3x 2x

平衡：(1－x) (3－3x) 2x 2x/(4－2x)×100%=25%，解得：x=0.4，v(N2)=0.4/(10×5)mol/(L·min)=0.008 mol/(L·min)；③根據化學平衡常數的定義，代入化學平衡常數的表達式，K1=18.3；(2)反應后氣體系數之和大于反應前氣體系數，因此是熵增，即△S>0，N2（g）+3H2（g）=2NH3（g） ①，2H2（g）+O2（g）=2H2O（l） ②，因此有2×①－3×②得出：2N2（g）+6H2O（l）=4NH3（g）+3O2（g） △H=(2a－3b)kJ·mol－1；（3）根據實驗原理示意圖，陰極是電極跟電源的負極相連，右側電極為陰極，因此電極反應式為N2＋6H＋＋6e－=2NH3；(4)①根據兩者電離平衡常數比較，NH3·H2O的電離平衡常數大于HCO3－的電離平衡常數，因此CO32－的水解程度大于NH4＋水解程度，因此溶液顯堿性；②A、CO32－的水解程度大于NH4＋的水解程度，因此離子濃度：c(NH4＋)>c(CO32－)>c(HCO3－)>c(NH3·H2O)，故說法正確；B、根據溶液呈現電中性，c(NH4＋)＋c(H＋)=c(HCO3－)＋c(OH－)＋2c(CO32－)，故說法錯誤；C、根據物料守恒，故說法正確；D、根據物料守恒，故說法正確；E、利用水電離產生c(H＋)=c(OH－)，c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)=c(OH－)＋c(NH3·H2O)，故說法錯誤。