Question

8．氫氣是一種新型的綠色能源，又是一種重要的化工原料．
（1）氫氣燃燒熱值高．實驗測得，在常溫常壓下，1g H₂完全燃燒生成液態(tài)水，放出142.9kJ熱量．則H₂燃燒的熱化學方程式為2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（l）△H=-571.6 kJ/mol．
（2）氫氧燃料電池能量轉化率高，具有廣闊的發(fā)展前景．現(xiàn)用氫氧燃料電池進行示實驗（電解質(zhì)溶液為KOH）：
①氫氧燃料電池中，正極的電極反應式為O₂+4e^-+2H₂O=4OH^-
 ②氫氧燃料電池中，負極的電極反應式為2H₂-4e^-+4OH^-=2H₂O
（3）氫氣是合成氨的重要原料，合成氨反應的熱化方程式如下：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）；△H=-92.4kJ/mol
①當合成氨反應達到平衡后，改變某一外界條件（不改變N₂、H₂和NH₃的量），反應速率與時間的關系如右圖所示．圖中t₁時引起平衡移動的條件可能是增大壓強
②溫度為T℃時，將2a mol H₂和a mol N₂放入0.5L密閉容器中，充分反應后測得N₂的轉化率為50%．則反應的平衡常數(shù)為$\frac{4}{{a}^{2}}$．

Answer 1

分析 （1）發(fā)生反應：2H₂+O₂=2H₂O，計算2mol氫氣反應放出的熱量，注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)與反應熱書寫熱化學方程式；
（2）①正極發(fā)生還原反應，氧氣在正極獲得電子，堿性條件下生成氫氧根離子；
②負極發(fā)生氧化反應，氫氣在負極失去電子，堿性條件下生成水；
（3）①t₁時刻，正逆速率都增大，正反應速率增大更多，平衡正向移動，正反應為氣體體積減小的放熱反應，升高溫度平衡逆向移動，應是增大壓強；
②溫度為T℃時，將2a mol H₂和a mol N₂放入0.5L密閉容器中，充分反應后測得N₂的轉化率為50%，氮氣濃度變化量為amol×50%÷0.5L=amol/L，則：
               N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）
起始濃度（mol/L）：2a     4a        0
變化濃度（mol/L）：a      3a        2a
平衡濃度（mol/L）：a      a         2a
再根據(jù)K=$\frac{{c}^{2}（N{H}_{3}）}{c（{N}_{2}）×{c}^{3}（{H}_{2}）}$計算平衡常數(shù)．

解答 解：（1）發(fā)生反應：2H₂+O₂=2H₂O，2mol氫氣反應放出的熱量為142.9kJ×$\frac{2mol×2g/mol}{1g}$=571.6kJ，反應熱化學方程式為：2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（l）△H=-571.6 kJ/mol，
故答案為：2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（l）△H=-571.6 kJ/mol；
（2）①正極發(fā)生還原反應，氧氣在正極獲得電子，堿性條件下生成氫氧根離子，正極電極反應式為：O₂+4e^-+2H₂O=4OH^-，
故答案為：O₂+4e^-+2H₂O=4OH^-；
②負極發(fā)生氧化反應，氫氣在負極失去電子，堿性條件下生成水，負極電極反應式為：2H₂-4e^-+4OH^-=2H₂O，
故答案為：2H₂-4e^-+4OH^-=2H₂O；
（3）①t₁時刻，正逆速率都增大，正反應速率增大更多，平衡正向移動，正反應為氣體體積減小的放熱反應，升高溫度平衡逆向移動，應是增大壓強，
故答案為：增大壓強；
②溫度為T℃時，將2a mol H₂和a mol N₂放入0.5L密閉容器中，充分反應后測得N₂的轉化率為50%，氮氣濃度變化量為amol×50%÷0.5L=amol/L，則：
              N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）
起始濃度（mol/L）：2a    4a        0
變化濃度（mol/L）：a     3a        2a
平衡濃度（mol/L）：a     a         2a
故平衡常數(shù)K=$\frac{{c}^{2}（N{H}_{3}）}{c（{N}_{2}）×{c}^{3}（{H}_{2}）}$=$\frac{（2a）^{2}}{a×{a}^{3}}$=$\frac{4}{{a}^{2}}$，
故答案為：$\frac{4}{{a}^{2}}$．

點評 本題考查化學平衡計算、化學平衡圖象、熱化學方程式書寫、原電池，難度不大，注意改變條件對反應速率的影響，理解掌握正逆速率變化與平衡移動關系．