Question

目前工业合成氨的原理是N₂(g)+3H₂(g)=2NH₃(g)  △H=-93.0kJ/mol 

（1）已知一定条件下：2N₂(g)+6H₂O(l)=4NH₃(g)+3O₂₍g)  △H=-+1530.0kJ/mol。则氢气燃烧热的热化学方程式为_________________。

（2）如下图，在恒温恒容装置中进行合成氨反应。

①表示N₂浓度变化的曲线是_________。

②前25min内，用H₂浓度变化表示的化学反应速率是_____________。

③在25min末刚好平衡，则平衡常数K=___________。

（3）在恒温恒压装置中进行工业合成氨反应，下列说法正确的是_______________。

A．气体体积不再变化，则已平衡

B．气体密度不再变化，尚未平衡

C．平衡后，往装置中通入一定量Ar，压强不变，平衡不移动

D．平衡后，压缩容器，生成更多NH₃

（4）电厂烟气脱氮的主反应为：4NH₃(g)+6NO(g)=5N₂(g)+6H₂O(g)   △H<0

副反应为：2NH₃(g)+8NO(g)=5N₂O(g)+3H₂O(g)   △H>0

平衡混合气中N₂与N₂O含量与温度的关系如下图所示。

请回答：在400～600K时，平衡混合气中N₂含量随温度的变化规律是______，导致这种规律的原因是_________（任答合理的一条原因）。

（5）直接供氨式燃料电池是以NaOH溶液为电解质溶液，电池反应为4NH₃＋3O₂=2N₂+6H₂O。则负极电极反应式为_______________。

Answer

H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH＝－286.0kJ·mol－1 C 0.12mol·L－1·min－1 (或0.15) AD 随温度升高，N2的含量降低 主反应为放热反应，升温使主反应的平衡左移(或副反应为吸热反应，升温使副反应的平衡右移，降低了NH3和NO的浓度，使主反应的平衡左移) 2NH3＋6OH――6e－===N2＋6H2O

【解析】（1）已知：①2N2(g)+6H2O(l)=4NH3(g)+3O2(g) △H=+1530.0kJ/mol，②N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) △H=-93.0kJ/mol，根据盖斯定律，（②×2-①）÷6可得：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l) ΔH＝－286.0kJ·mol－1；（2）①根据图象可知，反应进行到25min时曲线A减少了6mol/L-3mol/L＝3mol/L，C减少了2.0mol/L-1.0mol/L=1.0mol/L，因此根据方程式可知表示N2浓度变化的曲线是C；②前25 min内，氢气浓度减少了3mol/L，则用H2浓度变化表示的化学反应速率是3mol/L÷25min=0.12mol·L－1·min－1；③在25 min末刚好平衡，此时氮气、氢气和氨气的浓度分别是1.0mol/L、3mol/L、2mol/L，则平衡常数K=c2(NH3)/c(N2)×c3(H2)＝22/1×33

＝4/27；（3）A．正反应是气体物质的量减小的反应，恒温恒压下，随反应进行体积减少，因此在恒温恒压下气体体积不再变化时已平衡，A正确；B．在反应过程中质量始终不变，但容器容积是变化的，所以密度是变化的，因此气体密度不再变化说明反应达到平衡，B错误；C．平衡后，往装置中通入一定量Ar，压强不变，容器容积增加，浓度降低，平衡向逆反应方向移动，C错误；D．平衡后，压缩容器，压强增大，平衡向正反应方向进行，因此生成更多NH3，D正确，答案选AD；（4）根据图象可知，在400K～600K时，平衡混合气中N2含量随温度的升高逐渐降低；主反应为放热反应，升高温度，平衡向着逆向移动，氮气的含量减小；（5）燃料电池的负极上发生燃料失去电子的氧化反应，电解质溶液显碱性，则负极反应式为2NH3＋6OH－―6e－＝N2＋6H2O。

点睛：易错选项是（3），关于平衡状态的判断需要明确可逆反应达到平衡状态有两个核心的判断依据：①正反应速率和逆反应速率相等。②反应混合物中各组成成分的百分含量保持不变。只要抓住这两个特征就可确定反应是否达到平衡状态，对于随反应的发生而发生变化的物理量如果不变了，即说明可逆反应达到了平衡状态。判断化学反应是否达到平衡状态，关键是看给定的条件能否推出参与反应的任一物质的物质的量不再发生变化。关于“惰性气体”对化学平衡的影响需要注意：①恒温、恒容条件：原平衡体系体系总压强增大→体系中各组分的浓度不变→平衡不移动。②恒温、恒压条件：原平衡体系容器容积增大，各反应气体的分压减小→体系中各组分的浓度同倍数减小（等效于减压），平衡向气体体积增大的方向移动。