Question

運用化學反應原理研究NH₃的性質(zhì)具有重要意義．請回答下列問題：
（1）已知：①4NH₃（g）+3O₂（g）═2N₂（g）+6H₂O（g）△H=-1266.8kJ?mol^-1
②N₂（g）+O₂（g）═2NO（g）△H=180.5kJ?mol^-1
寫出氨高溫催化氧化的熱化學方程式

 

．
（2）氨氣、空氣可以構成燃料電池，其電池反應原理為4NH₃+3O₂═2N₂+6H₂O．則原電解質(zhì)溶液顯

 

（填“酸性”、“中性”或“堿性”），負極的電極反應式為

 

．
（3）合成氨技術的創(chuàng)立開辟了人工固氮的重要途徑，其研究來自正確的理論指導，合成氨反應的平衡常數(shù)K值和溫度的關系如下：

溫度/℃	200	300	400
K	1.0	0.68	0.5

①由上表數(shù)據(jù)可知該反應為放熱反應，理由是

 

；
②理論上，為了增大平衡時H₂的轉(zhuǎn)化率，可采取的措施是

 

 （填字母序號）；
a．增大壓強    b．使用合適的催化劑c．升高溫度    d．及時分離出產(chǎn)物中的NH₃
③400°C時，測得某時刻氨氣、氮氣、氫氣的物質(zhì)的量濃度分別為3mol?L^-1、2mol?L^-1、1mol?L^-1時，此時刻該反應的v_正（N₂）

 

 v_逆（N₂）（填“＞”、“＜”或“=”）．

Answer 1

考點：用化學平衡常數(shù)進行計算,用蓋斯定律進行有關反應熱的計算,原電池和電解池的工作原理

專題：

分析：（1）已知：①4NH₃（g）+3O₂（g）═2N₂（g）+6H₂O（g）；△H=-1266.8kJ/mol；②N₂（g）+O₂（g）═2NO（g）；△H=+180.5kJ/mol，利用蓋斯定律可求知反應熱；
（2）氨氣為堿性氣體，易與酸反應，應用堿性電解質(zhì)，負極發(fā)生氧化反應；
（3）①分析平衡常數(shù)隨溫度變化結合平衡移動原理判斷；
②為了增大平衡時H₂的轉(zhuǎn)化率，平衡正向進行分析選項；
③依據(jù)濃度商和平衡常數(shù)比較得到反應進行的方向．

解答： 解：（1）已知：①4NH₃（g）+3O₂（g）═2N₂（g）+6H₂O（g）△H=-1266.8kJ/mol，
②N₂（g）+O₂（g）═2NO（g）△H=+180.5kJ/mol，
利用蓋斯定律①-2×②可得：4NH₃（g）+5O₂（g）

催化劑 .

△

4NO（g）+6H₂O（g）△H=-905.8KJ/mol，
故答案為：4NH₃（g）+5O₂（g）

催化劑 .

△

4NO（g）+6H₂O（g）△H=-905.8KJ/mol；
（2）氨氣為堿性氣體，易與酸反應，所以電解質(zhì)溶液應呈堿性，負極發(fā)生氧化反應，氨氣被氧化生產(chǎn)氮氣，電極反應式為2NH₃-6e^-+6OH^-=N₂+6H₂O，
故答案為：堿性；2NH₃-6e^-+6OH^-=N₂+6H₂O；
（3）①圖表中平衡常數(shù)隨溫度升高減小，說明平衡逆向進行，逆向是吸熱反應，正向是放熱反應；
故答案為：溫度升高，平衡常數(shù)減��；
②反應是N₂+3H₂

催化劑   .

高溫高壓

2NH₃，反應是氣體體積減小的放熱反應，為了增大平衡時H₂的轉(zhuǎn)化率，平衡正向進行分析，
a．增大壓強，平衡正向進行，氫氣轉(zhuǎn)化率增大，故a符合；
b．使用合適的催化劑，改變反應速率，不能改變平衡，氫氣轉(zhuǎn)化率不變，故b不符合；
c．升高溫度平衡逆向進行，氫氣轉(zhuǎn)化率減小，故c不符合；
d．及時分離出產(chǎn)物中的NH₃，平衡正向進行，氫氣轉(zhuǎn)化率增大，故d符合；
故答案為：ad；
③Qc=

32

2×13

=4.5＞K=0.5，說明反應向逆反應方向進行，因此v_正（N₂）＜v_逆（N₂），故答案為：＜．

點評：本題考查了反應熱的計算、燃料電池電極反應式的書寫、化學平衡問題、濃度熵與平衡常數(shù)，綜合性很強，題目難度較大．