Question

17．合成氨是基本無機化工，氨是化肥工業和有機化工的主要原料，也是一種常用的制冷劑．
（1）已知：①N₂（g）+O₂（g）═2NO（g）△H₁
②N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H₂           
③2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（g）△H₃
則4NO（g）+4NH₃（g）+O₂（g）═4N₂（g）+6H₂O（g）△H=3△H₃-2△H₁-2△H₂（用△H₁、△H₂、△H₃表達）
（2）圖Ⅰ是合成氨反應的能量與反應過程相關圖（未使用催化劑）；圖Ⅱ是合成氨反應在2L容器中、相同投料情況下、其它條件都不變時，某一反應條件的改變對反應的影響圖．

①下列說法正確的是AE．
A．△H=-92.4kJ•mol^-1        
B．使用催化劑會使E₁的數值增大
C．為了提高轉化率，工業生產中反應的溫度越低越好
D．圖Ⅱ是不同壓強下反應體系中氨的物質的量與反應時間關系圖，且P_A＜P_B
E．該反應的平衡常數K_A＜K_B
F．在曲線A條件下，反應從開始到平衡，消耗N₂的平均速率為n₁/4t₁mol•L^-1•min^-1
②下列能說明該反應達到平衡狀態的是C
A．容器內N₂、H₂、NH₃的濃度之比為1：3：2    B．v_正（N₂）=v_逆（H₂）
C．容器內壓強保持不變                    D．混合氣體的密度保持不變
（3）合成氨技術的創立開辟了人工固氮的重要途徑，合成氨反應的平衡常數K值和溫度的關系如表：

溫度/℃	200	300	400
K	1.0	0.86	0.5

①理論上，為了增大平衡時H₂的轉化率，可采取的措施是增大壓強、適當增大氮氫比、及時分離出產物中的NH₃（要求答出兩點）．
②400°C時，測得某時刻氨氣、氮氣、氫氣的物質的量濃度分別為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“=”）．
（4）常溫下向25mL0.1mol/LNH₃•H₂O 溶液中，逐滴加入0.2mol/L的HN₃溶液，溶液的pH變化曲線如圖Ⅲ所示．A、B、C、D 四個點中，水的電離程度最大的是B；D點時溶液中各離子濃度大小順序為c（N₃^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）．
（5）有人設想尋求合適的催化劑和電極材料，以N₂、H₂為電極反應物，以HCl-NH₄Cl為電解質溶液制造新型燃料電池．試寫出該電池的正極反應式N₂+8H⁺+6e^-═2NH₄⁺．

Answer 1

分析 （1）已知：①N₂（g）+O₂（g）═2NO（g）△H₁
②N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H₂
③2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（g）△H₃
根據蓋斯定律：③×3-①×2-②×2可得：4NO（g）+4NH₃（g）+O₂（g）═4N₂（g）+6H₂O（g）；
（2）①①A．反應焓變△H=312.4KJ/mol-404.8KJ/mol=-92.4kJ/mol；
B．使用催化劑降低反應的活化能；
C．溫度越低平衡正向進行，工業生產中反應速率慢，生成效率和經濟效益低；
D．由先拐先平壓強大，則壓強p_A＞p_B ，增大壓強平衡正向移動，氨氣物質的量增大；
E．平衡常數只受溫度影響，溫度不變，平衡常數不變；
F．根據v=$\frac{△c}{△t}$計算v（NH₃），再利用速率之比等于化學計量數之比計算v（N₂）；
②可逆反應到達平衡時，同種物質的正逆速率相等且保持不變，各組分的濃度、含量保持不變，由此衍生的其它一些量不變，判斷平衡的物理量應隨反應進行發生變化，該物理量由變化到不再變化說明到達平衡；
（3）由表中數據可知，隨溫度升高平衡常數減小，說明正反應為放熱反應．
①為了增大平衡時H₂的轉化率，應改變條件使平衡正向移動；
②計算此時濃度商Qc，若Qc=K，處于平衡狀態，若Qc＜K，反應向正反應進行，若Qc＞K，反應向逆反應進行；
（4）開始為氨水溶液，抑制水的電離，B點加入HN₃溶液體積為12.5mL，恰好反應得到NH₄N₃溶液，溶液顯堿性，說明HN₃為弱酸，而再加入HN₃溶液，又抑制水的電離，故恰好反應時水的電離程度最大；
D點加入25mL HN₃溶液，此時為等濃度的NH₄N₃、HN₃混合溶液，溶液呈酸性，說明NH₄⁺離子水解程度大于的N₃^-水解程度；
（5）原電池正極發生還原反應，氮氣在正極獲得電子，與電解質反應中氫離子結合為銨根離子．

解答 解：（1）已知：①N₂（g）+O₂（g）═2NO（g）△H₁
②N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H₂
③2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（g）△H₃
根據蓋斯定律：③×3-①×2-②×2可得：4NO（g）+4NH₃（g）+O₂（g）═4N₂（g）+6H₂O（g），則：
3△H₃-2△H₁-2△H₂，
故答案為：3△H₃-2△H₁-2△H₂；
（2）①A．由圖可知，反應焓變△H=312.4KJ/mol-404.8KJ/mol=-92.4kJ/mol，故A正確；
B．使用催化劑改變反應途徑，降低反應的活化能E₁，故B錯誤；
C．反應是放熱反應，溫度越低平衡正向進行，提高原料利用率，但溫度過低，反應速率減慢，生成效率和經濟效益低，故C錯誤；
D．由先拐先平壓強大，則壓強p_A＞p_B ，增大壓強平衡正向移動，氨氣物質的量增大，圖象中壓強越大，氨氣物質的量越小，不符合實際，故D錯誤；
E．圖Ⅱ是不同壓強下反應體系中氨的物質的量與反應時間關系圖，溫度不變，則平衡常數不變，即K_A=K_B
，故E錯誤；
F．v（NH₃）=$\frac{\frac{{n}_{1}mol}{2L}}{{t}_{1}min}$=$\frac{{n}_{1}}{2{t}_{1}}$mol/（L．min），速率之比等于化學計量數之比，v（N₂）=$\frac{1}{2}$v（NH₃）=$\frac{{n}_{1}}{4{t}_{1}}$mol/（L．min），故F正確，
故選：AF；
②A．平衡時各物質的濃度關系與起始濃度及轉化率有關，不一定等于其化學計量數之比，故A錯誤；
B．應是3v_正（N₂）=v_逆（H₂）時反應到達平衡，故B錯誤；
C．隨反應進行混合氣體物質的量減小，恒溫恒容下壓強減小，當容器內壓強保持不變時，反應到達平衡，故C正確；
D．混合氣體總質量不變，容器容積不變，混合氣體的密度為定值，故D錯誤，
故選：C；
（3）由表中數據可知，隨溫度升高平衡常數減小，說明正反應為放熱反應．
①正反應為氣體體積減小的放熱反應，為了增大平衡時H₂的轉化率，可以增大壓強、適當增大氮氫比、及時分離出產物中的NH₃，
故答案為：增大壓強、適當增大氮氫比、及時分離出產物中的NH₃；
②此時濃度商Qc=$\frac{{3}^{2}}{2×{1}^{3}}$=4.5＞K=0.5，反應向逆反應進行，則v_正（N₂）＜v_逆（N₂），
故答案為：＜；
（4）開始為氨水溶液，抑制水的電離，B點加入HN₃溶液體積為12.5mL，恰好反應得到NH₄N₃溶液，溶液顯堿性，說明HN₃為弱酸，而再加入HN₃溶液，又抑制水的電離，故恰好反應的B點的水的電離程度最大；
D點加入25mL HN₃溶液，此時為等濃度的NH₄N₃、HN₃混合溶液，溶液呈酸性，說明NH₄⁺離子水解程度大于的N₃^-水解程度，反應中離子濃度大小：c（N₃^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），
故答案為：B；c（N₃^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；
（5）原電池正極發生還原反應，氮氣在正極獲得電子，與電解質反應中氫離子結合為銨根離子，正極電極反應式為：N₂+8H⁺+6e^-═2NH₄⁺，
故答案為：N₂+8H⁺+6e^-═2NH₄⁺．

點評 本題考查化學平衡計算與影響因素、化學平衡狀態判斷、平衡常數應用、化學平衡圖象、蓋斯定律應用、離子濃度大小比較、原電池等，是對學生綜合能力的考查，題目難度中等．