题目内容
氨在国民经济中占有重要地位。
（1）工业合成氨时，合成塔中每产生1 mol NH3，放出46.1 kJ的热量。
① 工业合成氨的热化学方程式是 。
② 已知：
N2 (g)
2N (g)
H2 (g)
2H (g)
则断开1 mol N－H键所需的能量是_______kJ。
（2）下表是当反应器中按n(N2):n(H2)=1:3投料后，在200℃、400℃、600℃下，反应达到平衡时，混合物中NH3的物质的量分数随压强的变化曲线。
① 曲线a对应的温度是 。
② 关于工业合成氨的反应，下列叙述正确的是 （填字母）。
A. 及时分离出NH3可以提高H2的平衡转化率
B. 加催化剂能加快反应速率且提高H2的平衡转化率
C. 上图中M、N、Q点平衡常数K的大小关系是K(M)=" K(Q)" >K(N)
③ M点对应的H2转化率是 。
（3）氨是一种潜在的清洁能源，可用作碱性燃料电池的燃料。电池的总反应为：
4NH3(g) + 3O2(g) = 2N2(g) + 6H2O(g)。
则该燃料电池的负极反应式是 。
（1）①N2(g)+ 3H2(g) 
2NH3(g)，ΔH =" —92.2" kJ·mol-1② 391（2）① 200℃；② AC；③ 75%（3）2NH3－6e— + 6OH—= N2 + 6H2O
解析试题分析：（1）①合成塔中每生成1mol NH3，放出46.1kJ热量，依据热化学方程式写出，标注物质聚集状态和对应反应放出的热量，热化学方程式：N2（g）+3H2（g）2NH3（g），△H=-92.2kJ/mol；②反应焓变=反应物断裂化学键吸收的能量-生成物形成化学键放出的能量=3×436+945.8-6×N-H键键能=-92.2，N-H键键能=391kJ（2）合成氨反应为放热反应，反应温度越高越不利于反应的进行，曲线a的NH3的物质的量分数最高，其反应温度应相对最低，故a为200℃②A、及时分离出NH3可以使平衡正向移动，故A正确；B、催化剂能加快反应速率，但不能改变转化率，故B错误；C平衡常数K与温度有关，与其他条件无关，同一温度下的平衡常数相等，合成氨反应为放热反应，其温度越高平衡常数越小，故C正确；选AC；③在M点NH3的物质的量为60%，剩余物质的量为40%，又n(N2):n(H2)=1:3投料，故剩余H2物质的量为30%，因为N2（g）+3H2（g）2NH3（g），即发生反应的H2物质的量为90%，故M点对应的H2转化率是
%=75%；（3）原电池中负极失去电子，化合价升高，发生氧化反应，反应式2NH3－6e—+6OH—=N2+6H2O。
考点：热化学方程式；化学能与热能的相互转化；化学平衡常数计算；化学电源新型电池；
科学家要研究跟碳元素及其化合物相关的很多课题。
（1）焦炭可用于制取水煤气。测得12g碳与水蒸气完全反应生成水煤气时，吸收了131. 6kJ热量，该反应的热化学方程式是_________ 。
（2）工业上可用焦炭冶炼金属，若0.5mol碳完全与赤铁矿反应，得到0.6mol铁，同时生成2种常见气体，则该反应的化学方程式是_________。
（3）碳跟水蒸气制水煤气的反应是一个可逆反应，下列情况下能判断该反应一定达到平衡状态的是_________（选填编号．）。
| A．V正(H2O)=V正(H2) |
| B．容器中温度不再发生改变 |
| C．消耗nmolH2同时消耗nmolCO |
| D．容器中气体的总物质的量不随时间改变 |
CO(g)+H2(g)的平衡常数的数值为_________。在第5分钟时将体系的温发升高到T2，若在第8分钟时达到新的平衡，请在下图中画出第5分钟到9分钟后c(H2O)浓度变化趋势的曲线（只要求定性表示）。
SO3（g）＋NO（g）
（1） 8g液态的CH3OH在氧气中完全燃烧，生成二氧化碳气体和液态水时释放出Q kJ的热量。试写出液态CH3OH燃烧热的热化学方程式 。
（2）在化学反应过程中，破坏旧化学键需要吸收能量，形成新化学键又会释放能量。
| 化学键 | H—H | N—H | N≡N |
| 键能/kJ·mol－1 | 436 | 391 | 945 |
试根据表中所列键能数据计算a的数值为： 。
（3）已知：C(s，石墨)＋O2(g)=CO2(g) ΔH1＝－393.5 kJ/mol
2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l) ΔH2＝－571.6 kJ/mol
2C2H2(g)＋5O2(g)=4CO2(g)＋2H2O(l) ΔH3＝－2599 kJ/mol
根据盖斯定律，由C(s，石墨)和H2(g)生成1 mol C2H2(g)反应的热化学方程式：
。