Question

15．氮氣是制備含氮化合物的一種重要物質，而含氮化合物的用途廣泛．
（1）圖1中表示兩個常見的固氮反應：

①N₂+3H₂═2NH₃
②N₂+O₂═2NO的平衡常數（lgK）與溫度的關系，
根據圖中的數據判斷下列說法正確的是D（填序號）．
A．反應②為放熱反應
B．常溫下，反應①的反應速率很大，而反應②的反應速率很小
C．升高溫度，反應①的反應速率增大，反應②的反應速率減小
D．在常溫下，利用反應①固氮和利用反應②固氮反應程度相差很大
（2）工業上也可在堿性溶液中通過電解的方法實現由N₂制取NH₃：2N₂+6H₂O$\frac{\underline{\;電解\;}}{\;}$4NH₃+3O₂，通入N₂的一極是陰極（填“陰極”或“陽極”），陽極的電極反應式是4OH^--4e^-=2H₂O+O₂↑ 或2H₂O-4e^-=O₂↑+4H⁺．
（3）根據最新“人工固氮”的研究報道，在常溫、常壓、光照條件下，N₂在催化劑（摻有少量Fe₂O₃的TiO₂）表面與水發生反應：①N₂（g）+3H₂O（l）═2NH₃（g）+$\frac{3}{2}$O₂（g）△H=a kJ/mol．
已知：②N₂（g）+3H₂（g）═2NH₃（g）△H=-92.4kJ/mol，
2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（l）△H=-571.6kJ/mol，則a=+765.0KJ．
（4）已知：4NH₃（g）+3O₂（g）═2N₂（g）+6H₂O（g）△H=-1316kJ•mol^-1，氨是一種潛在的清潔能源，可用作堿性燃料電池的燃料．
①當溫度不同（T₂＞T₁）、其他條件相同時，如圖2中圖象正確的是乙（填代號）．
②該燃料電池的負極反應式是2NH₃-6e^-+6OH^-═N₂↑+6H₂O．
（5）工業上合成氨時，溫度過高，氨氣的產率降低，試從化學平衡移動原理的角度加以解釋：由工業合成氨反應N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.4 kJ/mol可知該反應的正反應為放熱反應，溫度過高時，導致平衡逆向移動，因而氨氣的產率降低．

Answer 1

分析 （1）A、根據圖象①可知溫度越高，平衡常數越小，說明升高溫度，平衡逆向移動，逆反應方向是吸熱反應，則該反應的正反應是放熱反應；②溫度越高，平衡常數越大，說明升高溫度，平衡正向移動，正反應方向是吸熱反應；
B．常溫下，由于N≡N的鍵能和H-H、O=O的鍵能都很大，所以反應①②的反應速率不大；
C．升高溫度，無論是放熱反應還是吸熱反應，反應速率都增大；
D．在常溫下，根據平衡常數可知：利用反應①固氮和利用反應②固氮反應程度相差很大；
（2）根據反應方程式可知：在反應中N₂得到電子，作氧化劑，因此應該作陰極，在陽極則是OH^-失去電子被氧化，電極反應式是4OH^--4e^-=2H₂O+O₂↑ 或2H₂O-4e^-=O₂↑+4H⁺；
（3）（②-①）×2÷3，整理可得，2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（l）△H=-（92.4+a）×2÷3=-571.6 kJ/mol，則a=+765.0KJ/mol；
（4）①升高溫度，正反應、逆反應的化學反應速率都加快，達到平衡所需要的時間縮短．所以甲錯誤；由于該反應的正反應是放熱反應．根據平衡移動原理可知：升高溫度，平衡逆向移動，達到平衡時NH₃的轉化率降低，乙錯誤；該反應的正反應是氣體體積增大的反應，在其它條件不變時，增大壓強，平衡向氣體體積減小的逆反應方向移動，所以O₂的轉化率降低，錯誤．
②該燃料電池的負極發生氧化反應，根據方程式可知NH₃在反應中元素的化合價升高，失去電子，被氧化，因此在負極的電極反應式是2NH₃-6e^-+6OH^-═N₂↑+6H₂O；
（5）工業上合成氨時，溫度過高，氨氣的產率降低，這是由于合成氨的正反應是放熱反應，升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動，對該反應來說，平衡逆向移動，所以合成氨時，溫度過高，氨氣的產率降低．

解答 解：（1）A、根據圖象①可知溫度越高，平衡常數越小，說明升高溫度，平衡逆向移動，逆反應方向是吸熱反應，則該反應的正反應是放熱反應；②溫度越高，平衡常數越大，說明升高溫度，平衡正向移動，正反應方向是吸熱反應；故A錯誤；
B．常溫下，由于N≡N的鍵能和H-H、O=O的鍵能都很大，所以反應①②的反應速率不大，故B錯誤；
C．升高溫度，無論是放熱反應還是吸熱反應，反應速率都增大，故C錯誤；
D．在常溫下，根據平衡常數可知：利用反應①固氮和利用反應②固氮反應程度相差很大，故D正確；
故答案為：D．
（2）根據反應方程式可知：在反應中N₂得到電子，作氧化劑，因此應該作陰極，在陽極則是OH^-失去電子被氧化，電極反應式是：4OH^--4e^-=2H₂O+O₂↑ 或2H₂O-4e^-=O₂↑+4H⁺，
故答案為：陰極，4OH^--4e^-=2H₂O+O₂↑ 或2H₂O-4e^-=O₂↑+4H⁺；
（3）①N₂（g）+3H₂O（l）═2NH₃（g）+$\frac{3}{2}$O₂（g）△H=a kJ/mol．
②N₂（g）+3H₂（g）═2NH₃（g）△H=-92.4kJ/mol，
2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（l）△H=-571.6kJ/mol，則（②-①）×2÷3，整理可得，2H₂（g）+O₂（g）2H₂O（l=）△H=-（92.4+a）×2÷3=-571.6 kJ/mol，則a=+765.0KJ/mol，
故答案為：+765.0KJ；
（4）①升高溫度，正反應、逆反應的化學反應速率都加快，達到平衡所需要的時間縮短．所以甲錯誤；由于該反應的正反應是放熱反應．根據平衡移動原理可知：升高溫度，平衡逆向移動，達到平衡時NH₃的轉化率降低，乙錯誤；該反應的正反應是氣體體積增大的反應，在其它條件不變時，增大壓強，平衡向氣體體積減小的逆反應方向移動，所以O₂的轉化率降低，錯誤，
故答案為：乙，
②該燃料電池的負極發生氧化反應，根據方程式可知NH₃在反應中元素的化合價升高，失去電子，被氧化，因此在負極的電極反應式是2NH₃-6e^-+6OH^-═N₂↑+6H₂O，
故答案為：2NH₃-6e^-+6OH^-═N₂↑+6H₂O；
（5）工業上合成氨時，溫度過高，氨氣的產率降低，這是由于合成氨的正反應是放熱反應，升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動，對該反應來說，平衡逆向移動，所以合成氨時，溫度過高，氨氣的產率降低，
故答案為：由工業合成氨反應N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.4 kJ/mol可知該反應的正反應為放熱反應，溫度過高時，導致平衡逆向移動，因而氨氣的產率降低．

點評 本題考查熱化學方程式的書寫、溫度對平衡的影響、原電池 原理的應用、反應條件的選擇與物質產率的關系的知識，掌握基礎是關鍵，題目難度中等．