Question

 

氨在國民經濟中占有重要地位。

（1）工業合成氨時，合成塔中每產生1 mol NH₃，放出46.1 kJ的熱量。

① 工業合成氨的熱化學方程式是         。

② 已知：

N₂ (g)2N (g)

H₂ (g)2H (g)

則斷開1 mol N－H鍵所需的能量是_______kJ。

（2）下表是當反應器中按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的物質的量分數隨壓強的變化曲線。

① 曲線a對應的溫度是        。

② 關于工業合成氨的反應，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K的大小關系是K(M)= K(Q) >K(N)

③ M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。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

【答案】

（1）① N₂(g)+ 3H₂(g)  2NH₃(g)，ΔH = —92.2 kJ·mol^-1② 391（2）① 200℃；② AC；③ 75%（3）2NH₃－6e^— + 6OH^— = N₂ + 6H₂O

【解析】

試題分析：（1）①合成塔中每生成1mol NH₃，放出46.1kJ熱量，依據熱化學方程式寫出，標注物質聚集狀態和對應反應放出的熱量，熱化學方程式：N₂（g）+3H₂（g）2NH₃（g），△H=-92.2kJ/mol；②反應焓變=反應物斷裂化學鍵吸收的能量-生成物形成化學鍵放出的能量=3×436+945.8-6×N-H鍵鍵能=-92.2，N-H鍵鍵能=391kJ（2）合成氨反應為放熱反應，反應溫度越高越不利于反應的進行，曲線a的NH₃的物質的量分數最高，其反應溫度應相對最低，故a為200℃ ②A、及時分離出NH₃可以使平衡正向移動，故A正確；B、催化劑能加快反應速率，但不能改變轉化率，故B錯誤；C平衡常數K與溫度有關，與其他條件無關，同一溫度下的平衡常數相等，合成氨反應為放熱反應，其溫度越高平衡常數越小，故C正確；選AC；③在M點NH₃的物質的量為60%，剩余物質的量為40%，又n(N₂):n(H₂)=1:3投料，故剩余H₂物質的量為30%，因為N₂（g）+3H₂（g）2NH₃（g），即發生反應的H₂物質的量為90%，故M點對應的H₂轉化率是%=75%；（3）原電池中負極失去電子，化合價升高，發生氧化反應，反應式2NH₃－6e^—+6OH^—=N₂+6H₂O。

考點：熱化學方程式；化學能與熱能的相互轉化；化學平衡常數計算；化學電源新型電池；