Question

在工业上，合成氨与制备硝酸一般可连续生产，流程如下：

（1）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___________300℃(填“>”、“<”或“=”)。

（2）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，电解质溶液为KOH，则负极电极发生反应的电极反应式为___________________。

（3）在80℃时，将铜与浓硝酸反应得到的0.40mol N₂O₄气体充入2L已经抽空的固定的密闭容器中发生反应N₂O₄ (g)2NO2(g)，△H>0，隔一段时间对该容器内的物质进行分析，得到如下数据：

①计算a=_________，此温度时该反应的平衡常数K=____________；

②改变条件使反应重新达到平衡，能使c(NO₂)/c(N₂O₄)值变小的措施有___________(填序号)。

A．增大N₂O₄的起始浓度     B．升高温度     C．使用高效催化剂     D．向混合气体中通入稀有气体

（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将氮的氧化物还原为氮气和水，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：____________________ ．

Answer

（1）<；

（2）2NH3-6e-+6OH-= N2+6H2O；

（3）①0.28，1.8；②A；

（4）CH4(g)+2NO2(g)=CO2(g)+2H2O(g)+N2(g)△H=-867kJ•mol-1。

【解析】

试题分析：（1）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℃，故答案为：＜；

（2）氨气在纯氧中燃烧，生成氮气和水，化学方程式为：4NH3+5O24N2+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，故答案为： 2NH3-6e-+6OH-=N2+6H2O；

（3）①生成0.24mol二氧化氮需要0.12mol四氧化二氮分解，a=0.40mol-0.12mol=0.28mol；

结合化学平衡三段式列式计算

N2O4(g)2NO2(g)

起始量(mol) 0.4 0

变化量(mol) 0.3 0.6

平衡量(mol) 0.1 0.6

K==1.8mol/L，故答案为：0.28mol；1.8mol/L；

②若使c(NO2)/c(N2O4)值变小，需使平衡向逆反应方向移动。A、增大N2O4的起始浓度，按勒夏特列原理，平衡移动的结果只能减弱这种改变，不能消除，所以，c(NO2)/c(N2O4)值变小，故A正确；B、升高温度会使平衡向生成二氧化氮的方向移动，会使c(NO2)/c(N2O4)值变大，故B错误；C、催化剂只能加快化学反应速率，不会影响平衡移动，故C错误；D、向混合气体中通入稀有气体，反应物和生成物浓度不变，不影响平衡移动，c(NO2)/c(N2O4)值不变，故D错误；故答案为：A；

（4）将两个方程式相加然后除以2即得甲烷直接将NO2还原为N2的热化学方程式，反应方程式为CH4(g)+2NO2(g)=CO2(g)+2H2O(g)+N2(g)△H=-867kJ•mol-1，故答案为：CH4(g)+2NO2(g)=CO2(g)+2H2O(g)+N2(g)△H=-867kJ•mol-1。

【考点定位】考查化学平衡的有关计算、化学反应速率计算、平衡常数、热化学方程式的书写

【名师点晴】本题考查化学平衡的有关计算、化学反应速率计算、平衡常数等，注意掌握化学平衡常数的应用：1、用来判断反应进行的程度，2、判断反应的热效应，3、判断反应进行的方向，4、用来计算物质的转化率。应用盖斯定律进行简单计算的基本方法是参照新的热化学方程式(目标热化学方程式)，结合原热化学方程式(一般2～3个)进行合理“变形”，如热化学方程式颠倒、乘除以某一个数，然后将它们相加、减，得到目标热化学方程式，求出目标热化学方程式的ΔH与原热化学方程式之间ΔH的换算关系。