Question

（15分）硝酸銨在現代農業生產和國防中都占有重要地位，下圖是云南天然氣化工廠合成硝酸銨的簡要生產工藝流程：

回答下列問題：
（1）N₂的電子式            ，合成氨的反應中，若生成1g氨放出熱量a KJ,寫出該反應的熱化學方程式                                          。
（2）氨催化氧化的化學方程式是                                      ，
試從化學反應速率和化學平衡原理分析溫度、壓強對合成氨反應的影響                  。
（3）若輸送NH₃的管道某處發生泄漏，檢測的簡單方法                                    。
（4）農業生產上長期、過量使用化肥硝酸銨，會加重土壤酸化，原因是（用離子方程式回答）             。
（5）25℃時，將x mol NH₄NO₃溶于一定量水中，向該溶液中滴加y L氨水后溶液呈中性，則滴加氨水過程中水的電離平衡將   （填“正向” “不”或“逆向”）移動，所滴加氨水的物質的量濃度為               （25℃時，K_b(NH₃·H₂O)="2.0" × 10^-5 mol·L^-1）。

Answer 1

（1） ；N₂(g)+3H₂ (g) 2NH₃ (g)  △H="-34a" kJ/mol   
（2）4NH₃ + 5O₂  4 NO+6H₂O ;合成氨正反應放熱，低溫有利于提高轉化率，但反應速率過慢，故合成氨采用高溫（400℃-500℃）；正反應體積縮小，增大壓強有利于提高轉化率（正向移動），故采用高壓（10 MPa -30MPa）。
（3）用潤濕的紅色石蕊試紙檢測，試紙變藍的位置即是氨氣泄漏處。（其他合理答案也可）
（4）NH₄⁺+ H₂O   NH₃ ·H₂O +H⁺;（5）逆向    x/200y mol·L^－1

試題分析：（1）在氮氣分子中兩個N原子共用三對電子，所以N₂的電子式是；根據題意可得合成氨氣的反應的熱化學方程式為N₂(g)+3H₂ (g) 2NH₃ (g) △H="-34a" kJ/mol ；（2）氨在催化劑表面被氧化為NO。該催化氧化的化學方程式是4NH₃ + 5O₂  4 NO+6H₂O ; 由于合成氨正反應是放熱反應，所以從平衡角度看低溫有利于提高反應物的轉化率，但反應速率過慢，故合成氨采用高溫（400℃-500℃）；正反應體積縮小，增大壓強有利于提高轉化率（正向移動），故采用高壓（10 MPa -30MPa）。（3）若輸送NH₃的管道某處發生泄漏，檢測的簡單方法是用潤濕的紅色石蕊試紙檢測，試紙變藍的位置即是氨氣泄漏處。或用蘸有濃鹽酸的玻璃棒靠近，有白煙產生。（4）農業生產上長期、過量使用化肥硝酸銨，會加重土壤酸化，這是因為硝酸銨是強酸弱堿鹽。該鹽會發生水解反應：NH₄⁺+ H₂O   NH₃ ·H₂O +H⁺，消耗了水電離產生的OH^-，破壞了水的大量平衡，水會繼續電離，當最終達到電離平衡時c(H⁺)>c(OH^-),所以溶液顯酸性。（5）25℃時，將x mol NH₄NO₃溶于一定量水中，向該溶液中滴加y L氨水電離產生銨根離子和OH^-，會對水的電離起抑制作用。所以滴加氨水過程中水的電離平衡將逆向移動。在該溶液中，存在電荷守恒c(NH₄⁺)+（H⁺）=c(NO₃^-)+c(OH^-).由于溶液為中性，所以c(NH₄⁺)=c(NO₃^-)。由于K_b(NH₃·H₂O)="2.0" × 10^-5 mol/L,即，所以c(NH₃·H₂O)= c(NH₄⁺)·c(OH^-) /K_b={(x÷y)×10^-7}÷2.0 × 10^-5 mol/L=" x/200y" mol/L。