Question

16．运用化学反应原理研究NH₃的性质具有重要意义．请回答下列问题：
（1）氨气可以构成燃料电池，其电池反应原理为4NH₃+3O₂=2N₂+6H₂O．NH₃应通入燃料电池的负极（填“正极”或“负极”）．已知电解质溶液为KOH溶液，负极的电极反应式为2NH₃+6OH^--6e^-═N₂+6H₂O．
（2）在0.5L恒容密闭容器中，一定量的N₂与H₂进行反应：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=bkJ•mol^-1，其化学平衡常数K与温度的关系如表：

温度/℃	200	300	400
K	1.0	0.85	0.5

①写出该反应的化学平衡常数的表达式：K=$\frac{{c}^{2}（N{H}_{3}）}{c（{N}_{2}）•{c}^{3}（{H}_{2}）}$，b小于0（填“大于”“小于”或“等于”）．
②理论上，为了增大平衡时H₂的转化率，可采取的措施是ad（填字母序号）；
a．增大压强    b．使用合适的催化剂
c．升高温度    d．及时分离出产物中的NH₃
③400℃时，测得某时刻氨气、氮气、氢气的物质的量分别为3mol、2mol、1mol时，此时刻该反应的v_正（N2） 小于v_逆（N2）（填“大于”“小于”或“等于”）．
（3）已知：
①4NH₃（g）+3O₂（g）═2N₂（g）+6H₂O（g）△H=-1266.8kJ•mol^-1
②N₂（g）+O₂（g）═2NO（g）△H=+180.5kJ•mol^-1
写出氨高温催化氧化的热化学方程式4NH₃（g）+5O₂（g）=4NO（g）+6H₂O（g）△H=-905.8 kJ/mol．

Answer 1

分析 （1）氨气可以构成燃料电池，其电池反应原理为4NH₃+3O₂=2N₂+6H₂O．氨分子中氮元素的化合价升高，发生氧化反应，应通入燃料电池的负极；电解质溶液为KOH溶液，负极的电极反应式为2NH₃+6OH^--6e^-═N₂+6H₂O；
（2）①化学平衡常数等于平衡时生成物的浓度幂之积比上反应物浓度幂之积；温度升高K减小，所以正反应是放热反应；
②a．增大压强，平衡正向移动，H₂的转化率增大；
b．使用合适的催化剂，平衡不移动；
c．升高温度，平衡逆向移动，所以H₂的转化率减小；
d．及时分离出产物中的NH₃，平衡正向移动，H₂的转化率增大；
③根据平衡常数和浓度商的相对大小分析解答；
（3）已知：①4NH₃（g）+3O₂（g）═2N₂（g）+6H₂O（g）；△H=-1266.8kJ/mol；
②N₂（g）+O₂（g）═2NO（g）；△H=+180.5kJ/mol，利用盖斯定律可求知反应热；

解答 解：（1）氨气可以构成燃料电池，其电池反应原理为4NH₃+3O₂=2N₂+6H₂O．氨分子中氮元素的化合价升高，发生氧化反应，应通入燃料电池的负极；电解质溶液为KOH溶液，负极的电极反应式为2NH₃+6OH^--6e^-═N₂+6H₂O，故答案为：负极；2NH₃+6OH^--6e^-═N₂+6H₂O；
（2）①化学平衡常数等于平衡时生成物的浓度幂之积比上反应物浓度幂之积，则K=$\frac{{c}^{2}（N{H}_{3}）}{c（{N}_{2}）•{c}^{3}（{H}_{2}）}$；温度升高K减小，所以正反应是放热反应，所以b＜0，故答案为：K=$\frac{{c}^{2}（N{H}_{3}）}{c（{N}_{2}）•{c}^{3}（{H}_{2}）}$；小于；
②a．增大压强，平衡正向移动，H₂的转化率增大，故符合；
b．使用合适的催化剂，平衡不移动，氢气的转化率不变，故不符合；
c．升高温度，平衡逆向移动，所以H₂的转化率减小，故不符合；
d．及时分离出产物中的NH₃，平衡正向移动，H₂的转化率增大，故符合；
故选：ad；
③Qc=$\frac{（\frac{3}{0.5}）^{2}}{\frac{2}{0.5}×（\frac{1}{0.5}）^{3}}$=1.125＞K，所以平衡逆向移动，则v_正（N2）＜v_逆（N2），故答案为：小于；
（3）已知：①4NH₃（g）+3O₂（g）═2N₂（g）+6H₂O（g）△H=-1266.8kJ/mol，
②N₂（g）+O₂（g）═2NO（g）△H=+180.5kJ/mol，
利用盖斯定律①-2×②可得：4NH₃（g）+5O₂（g）=4NO（g）+6H₂O（g）；△H=-905.8KJ/mol，故答案为：4NH₃（g）+5O₂（g）=4NO（g）+6H₂O（g）△H=-905.8 kJ/mol．

点评 本题考查化学反应与能量、化学平衡移动等问题，题目难度中等，注意外界条件对化学平衡的影响，注意有关化学平衡的计算方法．