题目内容

15．氮气是制备含氮化合物的一种重要物质，而含氮化合物的用途广泛．
（1）图1中表示两个常见的固氮反应：

①N2+3H2═2NH3
②N2+O2═2NO的平衡常数（lgK）与温度的关系，
根据图中的数据判断下列说法正确的是D（填序号）．
A．反应②为放热反应
B．常温下，反应①的反应速率很大，而反应②的反应速率很小
C．升高温度，反应①的反应速率增大，反应②的反应速率减小
D．在常温下，利用反应①固氮和利用反应②固氮反应程度相差很大
（2）工业上也可在碱性溶液中通过电解的方法实现由N2制取NH3：2N2+6H2O$\frac{\underline{\;电解\;}}{\;}$4NH3+3O2，通入N2的一极是阴极（填“阴极”或“阳极”），阳极的电极反应式是4OH--4e-=2H2O+O2↑ 或2H2O-4e-=O2↑+4H+．
（3）根据最新“人工固氮”的研究报道，在常温、常压、光照条件下，N2在催化剂（掺有少量Fe2O3的TiO2）表面与水发生反应：①N2（g）+3H2O（l）═2NH3（g）+$\frac{3}{2}$O2（g）△H=a kJ/mol．
已知：②N2（g）+3H2（g）═2NH3（g）△H=-92.4kJ/mol，
2H2（g）+O2（g）═2H2O（l）△H=-571.6kJ/mol，则a=+765.0KJ．
（4）已知：4NH3（g）+3O2（g）═2N2（g）+6H2O（g）△H=-1316kJ•mol-1，氨是一种潜在的清洁能源，可用作碱性燃料电池的燃料．
①当温度不同（T2＞T1）、其他条件相同时，如图2中图象正确的是乙（填代号）．
②该燃料电池的负极反应式是2NH3-6e-+6OH-═N2↑+6H2O．
（5）工业上合成氨时，温度过高，氨气的产率降低，试从化学平衡移动原理的角度加以解释：由工业合成氨反应N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）△H=-92.4 kJ/mol可知该反应的正反应为放热反应，温度过高时，导致平衡逆向移动，因而氨气的产率降低．

分析 （1）A、根据图象①可知温度越高，平衡常数越小，说明升高温度，平衡逆向移动，逆反应方向是吸热反应，则该反应的正反应是放热反应；②温度越高，平衡常数越大，说明升高温度，平衡正向移动，正反应方向是吸热反应；
B．常温下，由于N≡N的键能和H-H、O=O的键能都很大，所以反应①②的反应速率不大；
C．升高温度，无论是放热反应还是吸热反应，反应速率都增大；
D．在常温下，根据平衡常数可知：利用反应①固氮和利用反应②固氮反应程度相差很大；
（2）根据反应方程式可知：在反应中N2得到电子，作氧化剂，因此应该作阴极，在阳极则是OH-失去电子被氧化，电极反应式是4OH--4e-=2H2O+O2↑ 或2H2O-4e-=O2↑+4H+；
（3）（②-①）×2÷3，整理可得，2H2（g）+O2（g）=2H2O（l）△H=-（92.4+a）×2÷3=-571.6 kJ/mol，则a=+765.0KJ/mol；
（4）①升高温度，正反应、逆反应的化学反应速率都加快，达到平衡所需要的时间缩短．所以甲错误；由于该反应的正反应是放热反应．根据平衡移动原理可知：升高温度，平衡逆向移动，达到平衡时NH3的转化率降低，乙错误；该反应的正反应是气体体积增大的反应，在其它条件不变时，增大压强，平衡向气体体积减小的逆反应方向移动，所以O2的转化率降低，错误．
②该燃料电池的负极发生氧化反应，根据方程式可知NH3在反应中元素的化合价升高，失去电子，被氧化，因此在负极的电极反应式是2NH3-6e-+6OH-═N2↑+6H2O；
（5）工业上合成氨时，温度过高，氨气的产率降低，这是由于合成氨的正反应是放热反应，升高温度，平衡向吸热反应方向移动，对该反应来说，平衡逆向移动，所以合成氨时，温度过高，氨气的产率降低．

解答 解：（1）A、根据图象①可知温度越高，平衡常数越小，说明升高温度，平衡逆向移动，逆反应方向是吸热反应，则该反应的正反应是放热反应；②温度越高，平衡常数越大，说明升高温度，平衡正向移动，正反应方向是吸热反应；故A错误；
B．常温下，由于N≡N的键能和H-H、O=O的键能都很大，所以反应①②的反应速率不大，故B错误；
C．升高温度，无论是放热反应还是吸热反应，反应速率都增大，故C错误；
D．在常温下，根据平衡常数可知：利用反应①固氮和利用反应②固氮反应程度相差很大，故D正确；
故答案为：D．
（2）根据反应方程式可知：在反应中N2得到电子，作氧化剂，因此应该作阴极，在阳极则是OH-失去电子被氧化，电极反应式是：4OH--4e-=2H2O+O2↑ 或2H2O-4e-=O2↑+4H+，
故答案为：阴极，4OH--4e-=2H2O+O2↑ 或2H2O-4e-=O2↑+4H+；
（3）①N2（g）+3H2O（l）═2NH3（g）+$\frac{3}{2}$O2（g）△H=a kJ/mol．
②N2（g）+3H2（g）═2NH3（g）△H=-92.4kJ/mol，
2H2（g）+O2（g）═2H2O（l）△H=-571.6kJ/mol，则（②-①）×2÷3，整理可得，2H2（g）+O2（g）2H2O（l=）△H=-（92.4+a）×2÷3=-571.6 kJ/mol，则a=+765.0KJ/mol，
故答案为：+765.0KJ；
（4）①升高温度，正反应、逆反应的化学反应速率都加快，达到平衡所需要的时间缩短．所以甲错误；由于该反应的正反应是放热反应．根据平衡移动原理可知：升高温度，平衡逆向移动，达到平衡时NH3的转化率降低，乙错误；该反应的正反应是气体体积增大的反应，在其它条件不变时，增大压强，平衡向气体体积减小的逆反应方向移动，所以O2的转化率降低，错误，
故答案为：乙，
②该燃料电池的负极发生氧化反应，根据方程式可知NH3在反应中元素的化合价升高，失去电子，被氧化，因此在负极的电极反应式是2NH3-6e-+6OH-═N2↑+6H2O，
故答案为：2NH3-6e-+6OH-═N2↑+6H2O；
（5）工业上合成氨时，温度过高，氨气的产率降低，这是由于合成氨的正反应是放热反应，升高温度，平衡向吸热反应方向移动，对该反应来说，平衡逆向移动，所以合成氨时，温度过高，氨气的产率降低，
故答案为：由工业合成氨反应N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）△H=-92.4 kJ/mol可知该反应的正反应为放热反应，温度过高时，导致平衡逆向移动，因而氨气的产率降低．

点评 本题考查热化学方程式的书写、温度对平衡的影响、原电池 原理的应用、反应条件的选择与物质产率的关系的知识，掌握基础是关键，题目难度中等．

练习册系列答案
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