Question

自然界里氮的固定途徑之一是在閃電的作用下，N₂與O₂反應生成NO．
（1）在不同溫度下，反應N₂（g）+O₂（g）?2NO（g）△H=a kJ?mol^-1的平衡常數K如下表：

溫度/℃	1538	1760	2404
平衡常數K	0.86×10-4	2.6×10-4	64×10-4

①該反應的a

＞

 0（填“＞”、“=”或“＜”）．
②其他條件相同時，在上述三個溫度下分別發生該反應．
1538℃時，N₂的轉化率隨時間變化如圖所示，請補充完成1760℃時N₂的轉化率隨時間變化的示意圖．
（2）2404℃時，在容積為1.0L的密閉容器中通入2.6mol N₂和2.6mol O₂，計算反應N₂（g）+O₂（g）?2NO（g）達到平衡時NO的濃度．（此溫度下不考慮O₂與NO的反應．計算結果保留兩位有效數字）
（3）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）表面與水發生反應，生成的主要產物為NH₃．相應的熱化學方程式如下：
2N₂（g）+6H₂O（1）=4NH₃（g）+3O₂（g）△H=+1530kJ?mol^-1
則氨催化氧化反應4NH₃（g）+5O₂（g）=4NO（g）+6H₂O（1）的反應熱△H=

（2a-1530）kJ?mol^-1

．（用含a的代數式表示）
（4）最近一些科學家研究采用高質子導電性的SCY陶瓷（能傳遞H⁺）實現氮的固定--氨的電解法合成，大大提高了氮氣和氫氣的轉化率．總反應式為：N₂+3H₂?2NH₃．則在電解法合成氨的過程中，應將H₂不斷地通入

陽

極（填“正”、“負”、“陰”或“陽”）；在另一電極通入N₂，該電極反應式為

N₂+6H⁺+6e^-=2NH₃

．

Answer 1

分析：（1）①依據溫度不同平衡常數的變化，判斷升溫化學平衡移動方向判斷反應的吸熱放熱；②依據溫度升高達到平衡所需要時間減小，氮氣轉化率增大；畫出圖象變化；
（2）依據2404℃時的平衡常數，結合化學平衡的三段式列式計算；
（3）依據蓋斯定律結合熱化學方程式計算得到；
（4）電解原理是陽極發生氧化反應，陰極發生還原反應；

解答：解：（1）①化學平衡常數隨溫度升高增大，說明升溫平衡正向進行，正反應方向是吸熱反應，△H＞0，a＞0；
②1760℃時N₂的轉化率隨時間變化的示意圖．溫度升高達到平衡所需要時間減小，氮氣轉化率增大，圖象為：
故答案為：＞；
（2）2404℃時，在容積為1.0L的密閉容器中通入2.6mol N₂和2.6mol O₂，計算反應N₂（g）+O₂（g）?2NO（g）；依據化學平衡的三段式計算列式計算，設達到平衡時NO的濃度為X．
                 N₂（g）+O₂（g）?2NO（g）
起始量（mol）   2.6     2.6       0
變化量（mol）    x       x        2x
平衡量（mol）  2.6-x    2.6-x    2x
平衡濃度為[N2]=（2.6-x）mol/L，[O₂]=（2.6-x）mol/L，[NO]=2x mol/L；
2404℃時化學平衡常數K=64×10^-4
K=

[NO]2

[N2][O2]

=

(2x)2

(2.6-x)2

=64×10^-4
解得x=0.1mol，平衡時NO的濃度0.1mol/L；
故答案為：0.1mol/L
（3）①N₂（g）+O₂（g）?2NO（g）△H=a kJ?mol^-1    
②2N₂（g）+6H₂O（1）=4NH₃（g）+3O₂（g）△H=+1530kJ?mol^-1
依據蓋斯定律得到：①×2-②
4NH₃（g）+5O₂（g）=4NO（g）+6H₂O（1））△H=（2a-1530）kJ?mol^-1
故答案為：（2a-1530）kJ?mol^-1
（4）總反應式為：N₂+3H₂?2NH₃．則在電解法合成氨的過程中，陽極發生氧化反應，陰極發生還原反應；所以應將H₂不斷地通入陽極；在陰極通入N₂發生的電極反應為：陰極得電子發生還原反應：N₂+6H⁺+6e^-=2NH₃，
故答案為：陽；N₂+6H⁺+6e^-=2NH₃

點評：本題考查了化學平衡常數的含義理解，平衡常數的計算，化學平衡影響因素的判斷，圖象分析曲線畫出的意義，依據蓋斯定律書寫熱化學方程式的方法，化學平衡的計算應用，電解池的原理應用，綜合性較強．