Question

20．工业合成氨与制备硝酸一般可连续生产，流程如图1：

（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^-1．该温度下此反应的平衡常数K=1（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＜300℃（填“＞”、“＜”或“=”）．

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

（3）N₂和H₂在铁作催化剂作用下从145℃就开始反应，不同温度下NH₃的产率如图2所示．温度高于900℃时，
NH₃产率下降的原因是温度高于900℃时，平衡向左移动．
（4）硝酸厂的尾气含有氮的氧化物，如果不经处理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：CH₄（g）+2NO₂（g）═N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-867kJ•mol^-1．
（5）氨气在纯氧中燃烧，生成一种单质和水，试写出该反应的化学方程式：4NH₃+3O₂$\frac{\underline{\;\;△\;\;}}{\;}$2N₂+6H₂O，科学家利用该反应的原理，设计成氨气--氧气燃料电池，则通入氨气的电极是：负极 （填“正极”或“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．

Answer 1

分析 （1）根据平衡常数表达式结合三行式计算化学平衡常数；
（2）对于放热反应，温度越高，K越小，反之越大；
（3）对于放热反应，温度升高，则化学平衡向逆向移动；
（4）根据盖斯定律来计算反应的焓变，进而书写热化学方程式；
（5）氨气在纯氧中燃烧，生成氮气和水，燃料电池中，燃料做负极．

解答 解：（1）C0+H₂O（g）?CO₂+H₂，
初始浓度：0.2 0.3 0 0
变化浓度：0.12 0.12 0.12 0.12
平衡浓度：0.08 0.28 0.12 0.12
化学平衡常数K=$\frac{c（{H}_{2}）c（C{O}_{2}）}{c（CO）c（{H}_{2}O）}$=$\frac{0.12×0.12}{0.08×0.28}$=1，
故答案为：1；
（2）该反应是放热反应，对于放热反应，温度越高，K越小，T₁＜573K，
故答案为：＜；
（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，
故答案为：温度高于900℃时，平衡向左移动；
（4）根据题意：①$\frac{1}{2}$CH₄（g）+2NO₂（g）═2NO（g）+$\frac{1}{2}$CO₂（g）+H₂O（g）△H=$\frac{1}{2}$×（-574kJ•mol^-1）=-287kJ•mol^-1；
$\frac{1}{2}$CH₄（g）+2NO（g）═N₂（g）+$\frac{1}{2}$CO₂（g）+H₂O（g）△H=$\frac{1}{2}$×（-1160kJ•mol^-1）=-580kJ•mol^-1；
根据盖斯定律反应CH₄（g）+2NO₂（g）═N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）可以看成是①+②，所以△H=-287kJ•mol^-1-580kJ•mol^-1=-867kJ•mol^-1，
故答案为：CH₄（g）+2NO₂（g）═N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-867kJ•mol^-1；
（5）氨气在纯氧中燃烧，生成氮气和水，化学方程式为：4NH₃+3O₂$\frac{\underline{\;\;△\;\;}}{\;}$2N₂+6H₂O，在燃料电池中，燃料做负极，则通入氨气的电极是负极，碱性条件下，该电极发生反应的电极反应式为2NH₃-6e-+6OH^-→N₂+6H₂O，
故答案为：4NH₃+3O₂$\frac{\underline{\;\;△\;\;}}{\;}$2N₂+6H₂O；负极；2NH₃-6e-+6OH^-=N₂+6H₂O．

点评 本题是一道工业合成氨的综合性知识题目，可以根据所学知识进行回答，难度较大．