Question

氮是一種非常重要的元素，它的單質和化合物應用廣泛，在科學技術和生產中有重要的應用．試回答下列問題：
（1）N₂和H₂為原料合成氨氣的反應為：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H＜0，下列措施可以提高H₂的轉化率是（填選項序號）

 

．
a．選擇適當?shù)拇呋瘎?nbsp;   b．增大壓強   c．及時分離生成的NH₃    d．升高溫度
（2）在恒溫條件下，將N₂與H₂按一定比例混合的氣體充入一個2L固定容積的密閉容器中，10分鐘后反應達平衡時，n（N₂）=1.0mol，n（H₂）=1.0mol，n（NH₃）=0.4mol，則反應速率v（N₂）=

 

mol/（L?min），平衡常數(shù)K=

 

．
（3）在容積恒定的密閉容器中進行反應2NO（g）+O₂（g）?2NO₂（g）△H＞0
該反應的反應速率（v）隨時間（t）變化的關系如圖所示．若t₂、t₄時刻只改變一個條件，下列說法正確的是（填選項序號）

 

．

a．在t₁-t₂時，可依據(jù)容器內氣體的壓強保持不變判斷反應已達到平衡狀態(tài)
b．在t₂時，采取的措施一定是升高溫度
c．在t₃-t₄時，可依據(jù)容器內氣體的密度保持不變判斷反應已達到平衡狀態(tài)
d．在t₀-t₅時，容器內NO₂的體積分數(shù)在t₃時值的最大
（4）氨和聯(lián)氨（N₂H₄）是氮的兩種常見化合物，最常見的制備聯(lián)氨的方法是以丙酮為催化劑，用次氯酸鈉與氨氣反應，該反應中還原劑與氧化劑的物質的量之比為2：1，寫出該反應的化學方程式：

 

．
（5）已知：N₂（g）+O₂（g）═2NO（g）△H=+180.5kJ/mol
N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.4kJ/mol
2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（g）△H=-483.6kJ/mol
若有17g 氨氣經催化氧化完全生成一氧化氮氣體和水蒸氣所放出的熱量為

 

．
（6）直接供氨式堿性燃料電池的電池反應式是4NH₃+3O₂═2N₂+6H₂O，電解質溶液一般使用KOH溶液，則負極電極反應式是

 

．從理論上分析，該電池工作過程中

 

（填“需要”或“不需要”）補充堿（KOH）．

Answer 1

考點：化學平衡的影響因素,熱化學方程式,常見化學電源的種類及其工作原理,化學平衡常數(shù)的含義,化學平衡狀態(tài)的判斷

專題：基本概念與基本理論

分析：（1）轉化率是消耗量占起始量的百分比；
a、催化劑改變反應速率不改變化學平衡；
b、增大壓強平衡向氣體體積縮小的方向進行；
c、分離出氨氣平衡正向進行；
d、反應是放熱反應升溫平衡逆向進行；
（2）依據(jù)化學平衡三段式列式計算，反應速率V=

△c

△t

，平衡常數(shù)用生成物平衡濃度冪次方乘積除以反應物平衡濃度冪次方乘積；
（3）2NO（g）+O₂（g）?2NO₂（g））△H＞0．反應是氣體體積減小的吸熱反應；
a、壓強不變說明反應達到平衡；
b、反應是吸熱反應升溫正逆反應速率增大，平衡正向進行；
c、反應中氣體質量守恒，體積不變，過程中密度不變；
d、依據(jù)圖象分析器內NO₂的體積分數(shù)在t₃～t₄時最大；
（4）次氯酸鈉與氨氣反應，根據(jù)NaClO氧化NH₃可以得到肼來書寫方程式；
（5）依據(jù)熱化學方程式和蓋斯定律計算所需讓化學方程式，結合熱化學方程式定量關系計算；
（6）燃料電池中，負極是燃料發(fā)生失電子的氧化反應．

解答： 解：（1）a．選擇適當?shù)拇呋瘎�，加快反應速率，不影響平衡移動，H₂的轉化率不變，故a錯誤；
b．增大壓強，平衡向正反應移動，H₂的轉化率增大，故b正確；
c．及時分離生成的NH₃，生成物濃度降低，平衡向正反應移動，H₂的轉化率增大，故c正確；
d．升高溫度，平衡向逆反應移動，H₂的轉化率降低，故d錯誤；
故答案為：bc；
（2）在恒溫條件下，將N₂與H₂按一定比例混合的氣體充入一個2L固定容積的密閉容器中，10分鐘后反應達平衡時，n（N₂）=1.0mol，n（H₂）=1.0mol，n（NH₃）=0.4mol，
               N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）
起始量（mol）  1.2      1.6        0
變化量（mol）  0.2      0.6      0.4
平衡量 （mol） 1.0      1.0      0.4
則反應速率v（N₂）=

0.2mol 2L

10min

=0.01mol/L?min；
平衡常數(shù)K=

( 0.4mol 2L )2

1.0mol 2L ×( 1.0mol 2L )3

=0.64；
故答案為：0.01；0.64；
（3）2NO（g）+O₂（g）?2NO₂（g）△H＞0，反應是氣體體積減小的放熱反應，
a．該反應正反應是氣體物質的量減小的反應，恒溫恒容下條件下，壓強不變，說明到達平衡，故a正確；
b．正反應是放熱反應，升高溫度平衡向逆反應移動，在t₂時，正、逆速率都增大，且正反應速率增大更多，平衡向正反應移動，該反應正反應是氣體體積減小的反應，增大壓強平衡向正反應進行，轉化率增大，不是升溫變化，故b錯誤；
c．恒容條件下，反應混合氣體的總質量不變，密度始終不變，所以不能說明反應達到平衡狀態(tài)，故c錯誤；
d．由圖可知，在t₂時，改變條件平衡向正反應移動，t₃時到達平衡，t₄時瞬間正反應速率不變，逆反應速率減小，平衡向正反應進行，應是NO₂降低的濃度，故容器內NO₂的體積分數(shù)在t₃時值的最大，故d正確；
故選ad；
（4）制備肼的方法，是以NaClO氧化NH₃，反應中還原劑與氧化劑的物質的量之比為2：1，制得肼的稀溶液，反應為NaClO+2NH₃

催化劑  .

N₂H₄+H₂O+NaCl，
故答案為：NaClO+2NH₃

催化劑  .

N₂H₄+H₂O+NaCl；
（5））①N₂（g）+O₂（g）═2NO（g）△H=+180.5kJ/mol，
②N₂（g）+3H₂（g）═2NH₃（g）△H=-92.4kJ/mol，
③2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（g）△H=-483.6kJ/mol，
由蓋斯定律①×2-②×2+③×3得：4NH₃（g）+5O₂（g）═4NO（g）+6H₂O（g）△H=905.2kJ/mol；     
則17g 即1mol氨氣經催化氧化完全生成一氧化氮氣體和水蒸氣所放出的熱量為

1

4

×905.2kJ=226.3kJ，
故答案為：226.3kJ；   
（6）燃料電池中，負極是燃料發(fā)生失電子的氧化反應，所以氨作為燃料電池燃氣時，負極上是氨氣失電子的過程，即2NH₃-6e^-+6OH^-═N₂+6H₂O，正極反應為：O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-，依據(jù)電子守恒分析，正負極反應和生成的氫氧根離子相同，理論上分析不需要補充氫氧化鉀溶液，
故答案為：2NH₃-6e^-+6OH^-═N₂+6H₂O；不需要．

點評：本題考查了蓋斯定律、外界條件對反應速率和平衡的影響、平衡的判斷，化學平衡的計算，燃料電池等，題目難度中等，注重高考常考點的考查，注意圖象變化的分析．