Question

（16分）工業合成氨與制備硝酸一般可連續生產，流程如下：

（1）工業生產時，制取氫氣的一個反應為：CO(g)+H₂O(g)CO₂(g)+H₂(g)。t℃時，往10L密閉容器中充入2mol CO和3mol水蒸氣。反應建立平衡后，體系中c(H₂)=0.12mol·L^-1。則該溫度下此反應的平衡常數K=    （填計算結果）。
（2）合成塔中發生反應N₂(g)+3H₂(g)2NH₃(g) △H<0。下表為不同溫度下該反應的平衡常數。由此可推知，表中T₁   300℃（填“>”、“<”或“=”）。

T/℃	T1	300	T2
K	1.00×107	2.45×105	1.88×103

 
（3）氨氣在純氧中燃燒生成一種單質和水，科學家利用此原理，設計成“氨氣-氧氣”燃料電池，則通入氨氣的電極是         （填“正極”或“負極”）；堿性條件下，該電極發生反應的電極反應式為                      。
（4）用氨氣氧化可以生產硝酸，但尾氣中的NO_x會污染空氣。目前科學家探索利用燃料氣體中的甲烷等將氮的氧化物還原為氮氣和水，反應機理為：
CH₄(g)+4NO₂(g)＝4NO(g)+CO₂(g)+2H₂O(g)  △H= －574kJ·mol^－1
CH₄(g)+4NO(g)＝2N₂(g)+CO₂(g)+2H₂O(g)   △H= －1160kJ·mol^－1
則甲烷直接將NO₂還原為N₂的熱化學方程式為                                       。
（5）某研究小組在實驗室以“Ag-ZSM-5”為催化劑，測得將NO轉化為N₂的轉化率隨溫度變化情況如圖。據圖分析，若不使用CO，溫度超過775K，發現NO的轉化率降低，其可能的原因為                                   ；在n(NO)/n(CO)=1的條件下，應控制的最佳溫度在      左右。

Answer 1

（1）（2分）1       （2）（2分）＜     
（3）（4分）負極 （2分）     2NH₃ — 6e^- + 6OH^- =N₂ +6H₂O （2分。化學式1分、配平1分）
（4）（3分）CH₄(g)+2NO₂(g)＝CO₂(g)＋2H₂O(g)+N₂(g)  △H＝－867kJ/mol （方程式2分，
△H數值1分）
（5）（5分）該反應是放熱反應（1分），當在775K反應達到平衡后繼續升高溫度（1分），平衡向逆（左）方向移動，NO轉化率降低（1分）    870K（2分。寫860-875K之間任意數值均給分）

試題分析：（1）根據“三段式”進行計算：CO(g)+H₂O(g)CO₂(g)+H₂(g)
初始濃度（mol?L?¹）  0.2    0.3        0     0
轉化濃度（mol?L?¹）  0.12   0.12      0.12   0.12
平衡濃度（mol?L?¹）  0.08   0.18      0.12   0.12
平衡常數K=0.12×0.12÷（0.08×0.18）=1。
（2）因為該反應△H<0，為放熱反應，所以溫度升高，平衡向逆反應方向移動，平衡常數減小，T₁的平衡常數大于300℃時平衡常數，所以T₁ < 300℃。
（3）燃料電池中，O₂為正極，燃料為負極，所以通入氨氣的電極是負極；NH₃失去電子生成的單質為N₂，所以電極方程式為：2NH₃ — 6e^- + 6OH^- =N₂ +6H₂O
（4）NO₂被還原為N₂，則CH₄被氧化為CO₂，寫出化學方程式并配平，CH₄(g)+2NO₂(g)＝CO₂(g)＋2H₂O(g)+N₂(g)，根據蓋斯定律求出焓變，△H=1/2△H₁+1/2△H₂=－867kJ?mol?¹，可得熱化學方程式。
（5）0~775K，為反應建立化學平衡的過程，775K時達到平衡，溫度繼續升高，NO的轉化率減小，說明正反應為放熱反應，溫度升高，平衡向逆反應方向移動。