Question

氨在國民經濟中占有重要地位．
（1）工業(yè)合成氨時，合成塔中每產生1mol NH₃，放出46.1kJ的熱量．①工業(yè)合成氨的熱化學方程式是

 

．②已知：N₂（g）

436.0kJ?mol-1

2N（g）  H₂（g）

945.8kJ?mol-1

2H（g）則斷開1mol N-H鍵所需的能量是

 

kJ．
（2）如圖1是當反應器中按n（N₂）：n（H₂）=1：3投料后，在200℃、400℃、600℃下，反應達到平衡時，混合物中NH₃的物質的量分數(shù)隨壓強的變化曲線．①曲線a對應的溫度是

 

．②關于工業(yè)合成氨的反應，下列敘述正確的是

 

（填字母）．A．及時分離出NH₃可以提高H₂的平衡轉化率  B．加催化劑能加快反應速率且提高H₂的平衡轉化率  C．上圖中M、N、Q點平衡常數(shù)K的大小關系是K（M）=K（Q）＞K（N）
③M點對應的H₂轉化率是

 

．
（3）氨是一種潛在的清潔能源，可用作堿性燃料電池的燃料，如圖2．電池的總反應為：4NH₃（g）+3O₂（g）═2N₂（g）+6H₂O（g）．則該燃料電池的負極反應式是

 

．

Answer 1

考點：熱化學方程式,常見化學電源的種類及其工作原理,化學平衡的影響因素

專題：化學平衡專題,電化學專題

分析：（1）①先求出此反應的焓變，根據熱化學方程式的書寫規(guī)則再寫出熱化學方程式；
②根據反應熱等于反應物的總鍵能減去生成物的總鍵能計算；
（2）①依據反應是放熱反應，溫度升高，平衡逆向進行，氨氣的含量減�。�
②依據化學平衡影響因素的分析，普華永道原理的應用判斷選項；
③M點氨氣的物質的量為60%，剩余40%，按照反應物反應比1：3，投料剩余氫氣30%，依據化學方程式計算可知反應的氫氣90%．依據轉化率概念計算；
（3）依據氧化還原反應元素化合價變化分析判斷，電池中負極上是氨氣失電子生成氮氣的反應；

解答： 解：（1）①反應物總能量大于生成物總能量，應為放熱反應，生成1mol氨氣放出46.1kJ熱量，則反應的熱化學方程式為N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.2kJ/mol；
故答案為：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.2kJ/mol；
②反應熱等于反應物的總鍵能減去生成物的總鍵能，設N-H的鍵能為x，則945.8+3×436-6x=-92.2，x=391；
故答案為：391；
（2）①合成氨的反應為放熱反應，反應溫度越高，越不利于反應的進行，曲線a的氨氣的物質的量分數(shù)最高，其反應溫度對應相對最低，所以a曲線對應溫度為200°C；
故答案為：200°C；
②A．及時分離出NH₃，可以使平衡正向進行，可以提高H₂的平衡轉化率，故A正確；
B．加催化劑能加快反應速率，但不能提高H₂的平衡轉化率，故B錯誤； 
C．平衡常數(shù)與溫度有關，與其他條件無關，同一溫度下的平衡常數(shù)相同，反應是放熱反應，溫度越高平衡常數(shù)越小，上圖中M、N、Q點平衡常數(shù)K的大小關系是K（M）=K（Q）＞K（N），故C正確；
故答案為：AC．
③在M點氨氣的物質的量為60%，剩余40%，因為反應器中按n（N₂）：n（H₂）=1：3投料，故剩余氫氣物質的量為30%，因為N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g），即發(fā)生反應的氫氣物質的量90%，所以M點對應氫氣的轉化率=

90

90+30

×100%=75%；
故答案為：75%；
（3）原電池中負極失電子，氨氣中氮元素化合價升高，發(fā)生氧化反應，該燃料電池的負極電極反應為：2NH₃-6e^-+6OH^-=N₂+6H₂O；
故答案為：2NH₃-6e^-+6OH^-=N₂+6H₂O；

點評：本題考查了熱化學方程式和蓋斯定律的分析應用，化學反應能量變化，平衡常數(shù)的影響因素分析，原電池原理的理解和電極反應的書寫方法，題目難度中等．