Question

运用化学反应原理研究NH₃的性质具有重要意义．请回答下列问题：
（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
写出氨高温催化氧化的热化学方程式

 

．
（2）氨气、空气可以构成燃料电池，其电池反应原理为4NH₃+3O₂═2N₂+6H₂O．则原电解质溶液显

 

（填“酸性”、“中性”或“碱性”），负极的电极反应式为

 

．
（3）合成氨技术的创立开辟了人工固氮的重要途径，其研究来自正确的理论指导，合成氨反应的平衡常数K值和温度的关系如下：

温度/℃	200	300	400
K	1.0	0.68	0.5

①由上表数据可知该反应为放热反应，理由是

 

；
②理论上，为了增大平衡时H₂的转化率，可采取的措施是

 

 （填字母序号）；
a．增大压强    b．使用合适的催化剂c．升高温度    d．及时分离出产物中的NH₃
③400°C时，测得某时刻氨气、氮气、氢气的物质的量浓度分别为3mol?L^-1、2mol?L^-1、1mol?L^-1时，此时刻该反应的v_正（N₂）

 

 v_逆（N₂）（填“＞”、“＜”或“=”）．

Answer 1

考点：用化学平衡常数进行计算,用盖斯定律进行有关反应热的计算,原电池和电解池的工作原理

专题：

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，利用盖斯定律可求知反应热；
（2）氨气为碱性气体，易与酸反应，应用碱性电解质，负极发生氧化反应；
（3）①分析平衡常数随温度变化结合平衡移动原理判断；
②为了增大平衡时H₂的转化率，平衡正向进行分析选项；
③依据浓度商和平衡常数比较得到反应进行的方向．

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，
利用盖斯定律①-2×②可得：4NH₃（g）+5O₂（g）

催化剂 .

△

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

催化剂 .

△

4NO（g）+6H₂O（g）△H=-905.8KJ/mol；
（2）氨气为碱性气体，易与酸反应，所以电解质溶液应呈碱性，负极发生氧化反应，氨气被氧化生产氮气，电极反应式为2NH₃-6e^-+6OH^-=N₂+6H₂O，
故答案为：碱性；2NH₃-6e^-+6OH^-=N₂+6H₂O；
（3）①图表中平衡常数随温度升高减小，说明平衡逆向进行，逆向是吸热反应，正向是放热反应；
故答案为：温度升高，平衡常数减小；
②反应是N₂+3H₂

催化剂   .

高温高压

2NH₃，反应是气体体积减小的放热反应，为了增大平衡时H₂的转化率，平衡正向进行分析，
a．增大压强，平衡正向进行，氢气转化率增大，故a符合；
b．使用合适的催化剂，改变反应速率，不能改变平衡，氢气转化率不变，故b不符合；
c．升高温度平衡逆向进行，氢气转化率减小，故c不符合；
d．及时分离出产物中的NH₃，平衡正向进行，氢气转化率增大，故d符合；
故答案为：ad；
③Qc=

32

2×13

=4.5＞K=0.5，说明反应向逆反应方向进行，因此v_正（N₂）＜v_逆（N₂），故答案为：＜．

点评：本题考查了反应热的计算、燃料电池电极反应式的书写、化学平衡问题、浓度熵与平衡常数，综合性很强，题目难度较大．