Question

18．化學在能源開發與利用中起到十分關鍵的作用．氫氣是一種新型的綠色能源，又是一種重要的化工原料．
Ⅰ（1）在298K、101kPa時，2g H₂完全燃燒生成液態水，放出285.8kJ熱量．則表示氫氣燃燒熱的熱化學方程式為：H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═H₂O（l）△H=-285.8kJ•mol^-1．
氫氧燃料電池能量轉化率高，具有廣闊的發展前景．現用氫氧燃料電池進行下圖飽和食鹽水電解實驗（圖中所用電極均為惰性電極）．分析該裝置、回答下列問題：

（2）氫氧燃料電池中，a電極為電池的是負極（填“正極”或“負極”），氣體M的分子式H₂ ，a電極上發生的電極反應式為：H₂+OH^--2e^-=2H₂O．
（3）若圖裝置中盛有100mL5.0mol/LNaCl溶液，電解一段時間后須加入10.0mol/L鹽酸溶液50mL（密度為1.02g/mL）才能使溶液恢復至原來狀態．則在此電解過程中導線上轉移的電子數為mol．（保留小數點后2位）
Ⅱ氫氣是合成氨的重要原料．工業上合成氨的反應是：4.14
N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃ （g）△H=-92.2kJ•mol^-1
（4）下列事實中，不能說明上述可逆反應已經達到平衡的是③④．
①N₂、H₂、NH₃的體積分數不再改變；
②單位時間內生成2n mol NH₃的同時生成3n mol H₂；
③單位時間內生成3n mol N-H鍵的同時生成n mol N≡N；
④用N₂、H₂、NH₃的物質的量濃度變化表示的反應速率之比為1：3：2；
⑤混合氣體的平均摩爾質量不再改變；
⑥混合氣體的總物質的量不再改變．
（5）已知合成氨反應在某溫度下2.00L的密閉容器中反應，測得如下數據：

時間（h） 物質的量/（mol）	0	1	2	3	4
N2	1.50	n1	1.20	n3	1.00
H2	4.50	4.20	3.60	n4	3.00
NH3	0.00	0.20	n2	1.00	1.00

根據表中數據計算：
①反應進行到2小時時放出的熱量為27.7kJ．
②0～1小時內N₂的平均反應速率0.05mol•L^-1•h^-1．
③此條件下該反應的化學平衡常數K═0.15（保留兩位小數）．
④反應達到平衡后，若往平衡體系中再加入N₂、H₂ 和NH₃各1mol，化學平衡向方向移動正反應（填“正反應”或“逆反應”或“不移動”．）

Answer 1

分析 （1）燃燒熱是1mol可燃物完全燃燒生成穩定氧化物時放出的熱量；
（2）先根據電解池中陽離子的流動方向知：X為陽極，Y為陰極，和電源的負極相連的是陰極，和電源的正極相連的是陽極，則b為正極，a為負極，在氫氧燃料電池中，通入氫氣的電極為負極，發生氧化反應，通入氧氣的電極為正極，發生還原反應；
（3）利用電解一段時間后須加入10.0mol/L鹽酸溶液50mL（密度為1.02g/mL）才能使溶液恢復至原來狀態分析電解時兩極發生的反應以及生成的產物來計算；
（4）達到化學平衡狀態時，正逆反應速率相等，各物質的濃度、質量、物質的量、百分含量不變，對于反應前后氣體的化學計量數之和不相等的反應來說，達到平衡時，壓強也不變；
（5）①根據反應的熱化學方程式、利用物質和能量的關系計算；
②先根據生成的氨氣的物質的量求出反應的氮氣的物質的量，再根據v（N₂）=$\frac{△c}{△t}$=$\frac{\frac{△n}{V}}{△t}$求出；
③由表中數據可知4h時反應達到平衡，然后利用平衡常數等于生成物的濃度冪之積除以反應物的濃度冪之積；
④根據濃度熵與平衡常數的關系判斷方向．

解答 解：（1）在298K、101kPa時，2g 即1molH₂完全燃燒生成液態水，放出285.8kJ熱量，則表示氫氣燃燒熱的熱化學方程式為：H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=H₂O（l）△H=-285.8kJ/mol，故答案為：H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=H₂O（l）△H=-285.8kJ/mol；
（2）先根據電解池中陽離子的流動方向知：X為陽極，Y為陰極，和電源的負極相連的是陰極，和電源的正極相連的是陽極，則b為正極，a為負極，在氫氧燃料電池中，通入氫氣的電極為負極，發生氧化反應：H₂+OH^--2e^-=2H₂O，通入氧氣的電極為正極，發生還原反應，
故答案為：負極，H₂，H₂+OH^--2e^-=2H₂O；
（3）其中剛開始電解產生的H₂和Cl₂的總量與鹽酸中HCl的量相等，即n（H₂）=n（Cl₂）=$\frac{1}{2}$n（HCl）=$\frac{1}{2}$×10×0.05=0.25mol
后來電解產生的H₂和O₂的總量與鹽酸中H₂O的量相等，
即n（H₂）=2n（O₂）=n（H₂O）=（50×1.02-0.5×36.5）/18=1.82mol
最后計算總的轉移電子=n（H₂）_總量×2=（0.25+1.82）×2=4.14mol
故答案為：4.14；
（4）該反應是一個反應前后氣體體積減小的放熱反應，
①反應達到平衡狀態時，各物質的物質的量不再變化則N₂、H₂、NH₃的體積分數不再改變，所以能說明達到平衡狀態，故不選；
②反應達到平衡狀態時，單位時間內生成2n mol NH₃的同時生成3n mol H₂，即v_正=v_逆，所以能說明達到平衡狀態，故不選；
③反應達到平衡狀態時，單位時間內生成6n mol N-H鍵的同時生成n mol N≡N，即v_正=v_逆，而單位時間內生成3n mol N-H鍵的同時生成n mol N≡N，不能達到平衡狀態，故選；
④用N₂、H₂、NH₃的物質的量濃度變化表示的反應速率之比為1：3：2，在任何時候都成立，不能達到平衡狀態，故選；
⑤根據質量守恒，反應前后混合物的質量不變，各物質的物質的量不再變化，其平均相對分子質量就不再改變，混合氣體的平均摩爾質量不再改變；所以能說明達到平衡狀態，故不選；
⑥反應達到平衡狀態時，各物質的物質的量不變，所以混合氣體的總物質的量不再改變時說明達到平衡狀態，故不選；
故選；③④；
（5）①由N₂（g）+3H₂（g）$?_{催化劑}^{高溫高壓}$2NH₃（g）△H═-92.2kJ/mol，可知消耗1molN₂產生92.2kJ的熱量，而反應進行到2h時消耗0.3mol的氮氣．所以反應進行到2h時放出的熱量為92.2kJ×0.3=27.7KJ，故答案為：27.7；
②生成的氨氣的物質的量為0.20mol，反應的氮氣的物質的量為0.10mol，0～1h內N₂的平均反應速率v（N₂）=$\frac{△c}{△t}$=$\frac{\frac{△n}{V}}{△t}$=（N₂）=$\frac{0.1mol}{2.00L}$÷1h=0.05mol•L^-1．h^-1，故答案為：0.05；
③由表中數據可知4h時反應達到平衡，反應：N₂（g）+3H₂（g）$?_{催化劑}^{高溫高壓}$2NH₃（g）的化學平衡常數K=$\frac{{c}^{2}（N{H}_{3}）}{c（{N}_{2}）•{c}^{3}（{H}_{2}）}$=$\frac{（0.5）^{2}}{0.5×（1.5）^{3}}$=0.15，
故答案為：0.15；
④反應達到平衡后，若維持容器體積不變，溫度不變，往平衡體系中加入H₂、N₂和NH₃各1mol，則此時各物質的濃度為：N₂為0.5mol/L+0.5mol/L=1mol/L，H₂為1.5mol/L+0.5mol/L=2mol/L，NH₃為0.5mol/L+0.5mol/L=1mol/L，故濃度商Qc=$\frac{{1}^{2}}{1×{2}^{3}}$=$\frac{1}{8}$＜0.15，故反應向正反應進行，故答案為：正反應．

點評 本題考查原電池和電解原理、化學平衡知識，綜合性較強，題目難度中等，注意把握化學平衡常數的意義以及熱化學方程式的運用，要求學生要有扎實的基礎知識和靈活運用知識解決問題的能力．