Question

（10分）工业合成氨与制备硝酸一般可连续生产，流程如图所示：

（1）工业生产时，制取氢气的一个反应为：CO+H₂O（g)CO₂+H₂

T℃时，往1L密闭容器中充入0.2mol CO和0.3mol水蒸气。反应建立平衡后，体系中c（H₂)＝0.12mol/L。

温度下此反应的平衡常数K＝_____（填计算结果）。

（2）合成塔中发生反应N₂（g)+3H₂（g)2NH₃（g)；△H<0。下表为不同温度下该反应的平衡常数。由此可推知，表中T₁____300K（填“>”、“<”或“=”）。

T/℃	T1	300	T2
K	1.00×10^7	2.45×10^5	1.88×10^3

（3）N₂和H₂以铁作催化剂从145℃就开始反应，不同温度下NH₃的产率如图所示。温度高于900℃时，NH₃产率下降的原因是            。

（4）硝酸厂的尾气直接排放将污染空气，目前科学家探索利用燃料气体中的甲烷等将氮氧化物还原为氮气和水，其反应机理为：

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

则甲烷直接将NO₂还原为N₂的热化学方程式为：                  。

（5）氨气在纯氧中燃烧，生成一种单质和水。科学家利用此原理，设计成氨气-氧气燃料电池，则在碱性条件下通入氨气发生的电极反应式为               。

Answer

（1）1 （2分） （2）＜（2分） （3）温度高于900℃时，平衡向左移动（2分）

（4）CH4（g）+2NO2（g）＝N2（g）+CO2（g）+2H2O（g） △H＝－867kJ/mol（2分）

（5）2NH3-6e-+6OH-＝N2+6H2O （2分）

【解析】

试题分析：（1）根据题意：CO+H2O（g）CO2+H2

初始浓度（mol/L） 0.2 0.3 0 0

转化浓度（mol/L） 0.12 0.12 0.12 0.12

平衡浓度（mol/L） 0.08 0.18 0.12 0.12

化学平衡常数是在一定条件下，当可逆反应达到平衡状态时，生成物浓度的幂之积和反应物浓度的幂之积的比值，则。

（2）对于放热反应，温度越高，则化学平衡逆向移动，导致平衡常数减小，所以T1＜300℃。

（3）对于放热反应，温度升高，则化学平衡向逆向移动，所以氨气的产率减小。

（4）已知①CH4（g）+4NO2（g）＝4NO（g）+CO2（g）+2H2O（g）△H＝－574kJ/mol

②CH4（g）+4NO（g）＝2N2（g）+CO2（g）+2H2O（g） △H＝－1160kJ/mol

则根据盖斯定律可知（①+②）÷2即得到反应CH4（g）+2NO2（g）＝N2（g）+CO2（g）+2H2O（g）的△H＝－867kJ/mol。

（5）氨气在纯氧中燃烧，生成氮气和水，化学方程式为：4NH3+3O22N2+6H2O，在燃料电池中，燃料做负极，则通入氨气的电极是负极，碱性条件下，该电极发生反应的电极反应式为2NH3-6e-+6OH-＝N2+6H2O。

考点：考查外界条件对平衡状态的影响、平衡状态计算、盖斯定律应用及原电池电极反应式书写