Question

科學家一直致力于研究常溫、常壓下“人工固氮”的新方法．曾有實驗報道：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(fā)生反應，生成的主要產(chǎn)物為NH₃．進一步研究NH₃生成量與溫度的關(guān)系，部分實驗數(shù)據(jù)見下表（光照、N₂壓力1.0×10⁵ Pa、反應時間3h）：

T/K	303	313	323	353
NH3生成量/（10-6 mol）	4.8	5.9	6.0	2.0

相應的化學方程式：N₂（g）+3H₂O（l）?2NH₃（g）+

3

2

O₂（g）△H=+765.2kJ?mol^-1
回答下列問題：
（1）該反應在較低溫度下能否自發(fā)進行？

 

；
（2）從323K到353K，氨氣的生成量減少的原因

 

；
（3）請畫出上述反應在有催化劑與無催化劑兩種情況下反應過程中體系能量變化示意圖1，并進行必要標注；

（4）工業(yè)合成氨的反應為N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）．設(shè)在容積為2.0L的密閉容器中充入0.60mol N₂（g）和1.60mol H₂（g），反應在一定條件下達到平衡時，NH₃的物質(zhì)的量分數(shù)（NH₃的物質(zhì)的量與反應體系中總的物質(zhì)的量之比）為

4

7

．該條件下反應2NH₃（g）?N₂（g）+3H₂（g）的平衡常數(shù)為

 

；
（5）利用N₂和H₂可以實驗NH₃的工業(yè)合成，而氨又可以進一步制備硝酸，在工業(yè)上一般可進行連續(xù)生產(chǎn)．請回答下列問題：
已知：N₂（g）+O₂（g）═2NO（g）△H=+180.5kJ?mol^-1
N₂（g）+3H₂（g）═2NH₃（g）△H=-92.4kJ?mol^-1
2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（g）△H=-483.6kJ?mol^-1
則氨氣經(jīng)催化氧化生成一氧化氮氣體和水蒸氣的熱化學方程式為

 

；
（6）對反應N₂O₄（g）?2NO₂（g），在溫度分別為T₁、T₂時，平衡體系中NO₂的體積分數(shù)隨壓強變化曲線如圖2所示．下列說法正確的是

 

；
A．A、C兩點的反應速率：A＞C
B．B、C兩點的氣體的平均相對分子質(zhì)量：B＜C
C．A、C兩點氣體的顏色：A深，C淺
D．由狀態(tài)B到狀態(tài)A，可以用加熱的方法
（7）現(xiàn)以H₂、O₂、熔融鹽Na₂CO₃組成的燃料電池，采用電解法制備N₂O₅，裝置如圖3所示，其中Y為CO₂．寫出石墨I電極上發(fā)生反應的電極反應式

 

；在電解池中生成1molN₂O₅轉(zhuǎn)移電子的物質(zhì)的量為

 

．

Answer 1

分析：（1）當△G=△H-T?△S＜0時，反應能自發(fā)進行；
（2）該正反應為吸熱反應，升高溫度，氨的含量應增大，但從323K到353K，氨氣的生成量減少，只能是發(fā)生了其他反應；
（3）催化劑能降低反應的活化能，使反應速率加快，但不影響平衡，即不影響反應熱，由此作圖；
（4）先設(shè)氮氣的轉(zhuǎn)化率，再根據(jù)參加反應的氮氣的量計算平衡時生成氨氣的物質(zhì)的量、剩余氮氣的物質(zhì)的量和剩余氫氣的物質(zhì)的量，再結(jié)合氨氣的質(zhì)量分數(shù)計算氨氣的轉(zhuǎn)化率．根據(jù)轉(zhuǎn)化率計算平衡濃度，代入平衡表達式K=

c(N2)?c3(H2)

c2(NH3)

計算平衡常數(shù)；
（5）由已知熱化學方程式根據(jù)蓋斯定律構(gòu)造目標熱化學方程式；
（6）N₂O₄（g）═2NO₂（g）為分解反應，故該反應為吸熱反應，升高溫度，化學平衡正向移動，NO₂的體積分數(shù)增大；增大壓強，化學平衡逆向移動，NO₂的體積分數(shù)減小，結(jié)合圖象來分析解答．
A、A、C兩點都在等溫線上，壓強越大，反應速率越快；
B、B、C兩點組成相同，據(jù)此判斷．
C、增大壓強平衡向逆反應進行，向逆反應進行是由于壓強增大導致濃度增大趨勢，但到達平衡仍比原平衡濃度大；
D、壓強相同，升高溫度，化學平衡正向移動，NO₂的體積分數(shù)增大，A點NO₂的體積分數(shù)大；
（7）燃料原電池中，負極上燃料失電子發(fā)生氧化反應；先根據(jù)化合價判斷生成N₂O₅的電極，再根據(jù)離子的放電順序?qū)懗鲭姌O反應式．

解答：解：（1）因該反應的△H＞，△S＞0，根據(jù)△G=△H-T?△S＜0反應可自發(fā)進行，故低溫時△G＞0，所以低溫時不能自發(fā)進行；
故答案為：不能；
（2）根據(jù)N₂（g）+3H₂O（l）?2NH₃（g）+

3

2

O₂（g）△H=+765.2kJ?mol^-1，此正反應為吸熱反應，根據(jù)平衡移動原理，升高溫度，
平衡向吸熱方向移動，氨的量應增加，從303K-323K，符合平衡移動規(guī)律，但從323K-353K，氨的量隨溫度的升高而降低，不符合平
衡移動原理，只能是發(fā)生了其他反應，即在高溫下，氨氣易被氧氣氧化生成一氧化氮和水，
故答案為：氨氣在高溫下被氧氣氧化；
（3）催化劑能降低反應的活化能，使反應速率加快，但不影響平衡，即不影響反應熱，由此作圖，故答案為：
；
（4）設(shè)氮氣的轉(zhuǎn)化率是x．
        N₂ +3H₂ ?2NH₃
反應前  0.6      1.6     0
 反應 0.6x      1.8x     1.2x
平衡 0.6（1-x） 1.6-1.8x 1.2x
平衡時，NH₃的物質(zhì)的量分數(shù)=

1.2x

0.6(1-x)+1.6-1.8x+1.2x

=

4

7

，
解得：x=

2

3

．
故平衡時氮氣的物質(zhì)的量濃度=

0.6(1- 2 3 )mol

2.0L

=0.1mol/L，
氫氣的物質(zhì)的量濃度=

(1.6-1.8× 2 3 )mol

2.0L

═0.2mol/L，
氨氣的物質(zhì)的量濃度=

1.2× 2 3 mol

2.0L

=0.4mol/L，
平衡常數(shù)K=

c(N2)?c3(H2)

c2(NH3)

=

0.1×0．23

0．42

=5.0×10^-3，
故答案為：5.0×10^-3；
（5）已知：①N₂（g）+O₂（g）=2NO（g）△H=+180.5kJ/mol
②N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.4kJ/mol
③2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（g）△H=-483.6kJ/mol
由蓋斯定律可知，①×2-②×2+③×3得：4NH₃（g）+5O₂（g）═4NO（g）+6H₂O（g）△H=-905.0kJ/mol，
故答案為：4NH₃（g）+5O₂（g）═4NO（g）+6H₂O（g）△H=-905.0kJ/mol；
（6）A．由圖象可知，A、C兩點都在等溫線上，C的壓強大，則A、C兩點的反應速率：A＜C，故A錯誤；
B．由圖象可知，B、C兩點二氧化氮的質(zhì)量分數(shù)相同，故此兩點平均相對分子質(zhì)量相等：B=C，故B錯誤；
C．由圖象可知，A、C兩點都在等溫線上，C的壓強大，與A相比C點平衡向逆反應進行，向逆反應進行是由于減小體積增大壓強，平衡移動的結(jié)果降低
NO₂濃度增大趨勢，但到達平衡仍比原平衡濃度大，平衡時NO₂濃度比A的濃度高，NO₂為紅棕色氣體，則A、C兩點氣體的顏色：A淺，C深，故C錯誤；
D．升高溫度，化學平衡正向移動，NO₂的體積分數(shù)增大，由圖象可知，A點NO₂的體積分數(shù)大，則T₁＜T₂，由狀態(tài)B到狀態(tài)A，可以用加熱的方法，故D正確；
故答案為：D；
（7）燃料原電池中，負極上燃料失電子和碳酸根離子反應生成二氧化碳和水，電極反應式為H₂+CO₃^2--2e^-=CO₂+H₂O；
N₂O₅中氮元素的化合價是+5價，而硝酸中氮元素也是+5價．因此應該在左側(cè)生成N₂O₅，即在陽極區(qū)域生成，據(jù)電極反應離子放電順序可知：陰極發(fā)生2H⁺+2e^-=H₂↑的反應，則陽極為N₂O₄+2HNO₃-2e^-=2N₂O₅+2H⁺，故生成1molN₂O₅轉(zhuǎn)移電子的物質(zhì)的量為1mol，故答案為：H₂+CO₃^2--2e^-=CO₂+H₂O；1mol．

點評：本題考查知識點較多，反應方向的判斷、平衡的移動、平衡常數(shù)的計算、蓋斯定律計算反應熱、電化學原理等，中等難度．注意（2）問不能用平衡解釋，只能是改變了反應原理，（6）問要先根據(jù)分解反應判斷是吸熱是關(guān)鍵，然后結(jié)合圖象分析，（7）問注意介質(zhì)參與反應．