Question

氫氣是清潔的能源，也是重要的化工原料。
（1）以H₂為原料制取氨氣進而合成CO(NH₂)₂的反應如下：
N₂(g)＋3H₂(g)＝2NH₃(g)              △H＝―92.40 kJ·mol^－1
2NH₃(g)＋CO₂(g)＝NH₂CO₂NH₄(s)      △H＝―159.47 kJ·mol^－1
NH₂CO₂NH₄(s)＝CO(NH₂)₂(s)＋H₂O(l)   △H＝＋72.49 kJ·mol^－1
則N₂(g)、H₂(g)與CO₂(g)反應生成CO(NH₂)₂(s)和H₂O(l)的熱化學方程式為   。
（2）用丙烷和水為原料在電催化下制氫氣，同時得到一種含有三元環(huán)的環(huán)氧化合物A，該反應的化學方程式為   。該反應也可生成A的同分異構體——另一種環(huán)氧化合物B，B的核磁共振氫譜為下圖中的   （填“a”或“b”）。

（3）已知疊氮酸（HN₃）不穩(wěn)定，同時也能與活潑金屬反應，反應方程式為：
2HN₃＝3N₂↑＋H₂↑
2HN₃＋Zn＝Zn(N₃)₂＋H₂↑
2 mol HN₃與一定量Zn完全反應，在標準狀況下生成67.2 L氣體，其中N₂的物質的量為   。
（4）已知H₂S高溫熱分解制H₂的反應為：H₂S(g)H₂(g)＋1/2S₂(g) 在恒容密閉容器中，控制不同溫度進行H₂S的分解實驗：以H₂S的起始濃度均為c mol·L^－1測定H₂S的轉化率，結果如右下圖所示。圖中a為H₂S的平衡轉化率與溫度關系曲線，b曲線表示不同溫度下反應經過相同時間且未達到化學平衡時H₂S的轉化率。若985℃時，反應經t min達到平衡，此時H₂S的轉化率為40%，則反應速率v(H₂)＝   （用含c、t的代數式表示）。請說明隨溫度的升高，曲線b向曲線a逼近的原因：   。

（5）用惰性電極電解煤漿液的方法制H₂的反應為：C(s)＋2H₂O(l)＝CO₂(g)＋2H₂(g)現將一定量的1 mol·L^－1 H₂SO₄溶液和適量煤粉充分混合，制成含碳量為0.02 g·mL^－1～0.12g·mL^－1的煤漿液，置于右圖所示裝置中進行電解（兩電極均為惰性電極）。則A極的電極反應式為   。

Answer 1

（1）N₂(g)＋3H₂(g)＋CO₂(g)＝CO(NH₂)₂(s)＋H₂O(l) △H＝－179.38 kJ·mol^－1（2分）
（2）（反應條件可寫也可不寫）（2分）     a（2分）
（3）2 mol（2分）
（4）0.4c/t mol·L^－1·min^－1（2分）(單位不寫扣1分)
溫度升高，反應速率加快，達到平衡所需的時間縮短（合理答案均可）（2分）
（5）C＋2H₂O－4e^－＝CO₂↑＋4H⁺（2分）

試題分析：（1）3個熱化學方程式相加得出N₂(g)＋3H₂(g)＋CO₂(g)＝CO(NH₂)₂(s)＋H₂O(l) △H＝－179.38 kJ·mol^－1，（2）三元環(huán)的環(huán)氧化合物應為2個碳原子1個氧原子的環(huán)；另一種環(huán)氧化合物應為四元環(huán)醚，,圖譜為a；（3）根據產生氣體的量確定HN₃發(fā)生兩個反應，設兩個反應中的量分別為
（3）x、y，有x+y=2    2x+1/2y=67.2÷22.4，解得x=4/3、y=2/3，產生氮氣的量為4/3×3/2=2mol；
（4）反應經t min達到平衡，此時H₂S的轉化率為40%，反應中變化的濃度為0.4cmol·L^－1，氫氣與H₂S變化相同v(H₂)＝0.4c/t mol·L^－1·min^－1；溫度升高，反應速率加快，達到平衡所需的時間縮短；（5）A電極為陽極，碳失去電子生成二氧化碳，C＋2H₂O－4e^－＝CO₂↑＋4H⁺。