Question

5．1913年，德國化學家哈伯實現(xiàn)了合成氨的工業(yè)化生產(chǎn)，被稱作解救世界糧食危機的化學天才．現(xiàn)將lmolN₂和3molH₂投入1L的密閉容器，在一定條件下，利用反應：模擬哈伯合成氨的工業(yè)化生產(chǎn)．當改變某一外界條件（溫度或壓強）時，NH₃的體積分數(shù)ψ（NH₃）變化趨勢如圖所示．
回答下列問題：
（1）已知：① 
②
則反應的△H=2△H₁+△H₂，（用含△H₁、△H₂的代數(shù)式表示）．
（2）合成氨的平衡常數(shù)表達式為$\frac{{c}^{2}（N{H}_{3}）}{c（{N}_{2}）×{c}^{3}（{H}_{2}）}$，平衡時，M點NH₃的體積分數(shù)為10%，則N₂的轉化率為18%（保留兩位有效數(shù)字）
（3）X軸上a點的數(shù)值比b點小（填“大”或“小”）．上圖中，Y軸表示溫度（填“溫度”或“壓強”），判斷的理由是隨Y值增大，φ（NH₃）減小，平衡N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H＜0向逆反應方向移動，故Y為溫度．
（4）若將1mol N₂和3mol H₂分別投入起始容積為1L的密閉容器中，實驗條件和平衡時的相關數(shù)據(jù)如表所示：

容器編號	實驗條件	平衡時反應中的能量變化
Ⅰ	恒溫恒容	放熱Q1kJ
Ⅱ	恒溫恒壓	放熱Q2kJ
Ⅲ	恒容絕熱	放熱Q3kJ

下列判斷正確的是AB．
A．放出熱量：Q_l＜Q₂ B．N₂的轉化率：I＞III
C．平衡常數(shù)：II＞I       D．達平衡時氨氣的體積分數(shù)：I＞II
（5）下列能提高N₂的轉化率的是C
A．升高溫度             B．恒容體系中通入N₂氣體
C．分離出NH₃            D．通入稀有氣體He，使體系壓強增大到原來的5倍
（6）常溫下，向VmL amoI．L^-l的稀硫酸溶液中滴加等體積bmol．L^-l 的氨水，恰好使混合溶液呈中性，此時溶液中c（NH₄⁺）＞c（S0₄^2-）（填“＞”、“＜”或“=”）．
（7）利用氨氣設計一種環(huán)保燃料電池，一極通入氨氣，另一極通入空氣，電解質是摻雜氧化釔（Y₂O₃）的氧化鋯（ZrO₂）晶體，它在熔融狀態(tài)下能傳導O^2-．寫出負極的電極反應式2NH₃+3O^2--6e^-=N₂+3H₂O．

Answer 1

分析 （1）根據(jù)蓋斯定律，①×2+②可得③，反應熱也進行相應計算；
（2）化學平衡常數(shù)是指：一定溫度下，可逆反應到達平衡時，生成物的濃度系數(shù)次冪之積與反應物的濃度系數(shù)次冪之積的比，固體、純液體不需要在化學平衡常數(shù)中寫出；
設轉化的氮氣為xmol，表示出平衡時各物質的物質的量，再根據(jù)M點NH₃的體積分數(shù)為10%列方程計算解答；
（3）隨Y值增大，φ（NH₃）減小，平衡N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H＜0向逆反應方向移動，正反應為體積減小的放熱反應，故Y為溫度，則X為壓強，增大壓強平衡正向移動，φ（NH₃）增大；
（4）A．I為恒溫恒容，隨反應進行壓強減小，Ⅱ為恒溫恒壓，Ⅱ等效為在I的基礎上增大壓強，平衡正向移動，Ⅱ中反應物轉化率大于Ⅰ；
B．Ⅲ為恒容絕熱，隨反應進行溫度升高，I為恒溫恒容，Ⅲ等效為在I的基礎上升高溫度，平衡逆向移動；
C．平衡常數(shù)只受溫度影響，溫度相同，平衡常數(shù)相同；
D．Ⅱ等效為在I的基礎上增大壓強，平衡正向移動，氨氣體積分數(shù)增大；
（5）提高N₂的轉化率，應改變條件使平衡正向移動，但不能只增大氮氣濃度，否則氮氣轉化率會降低；
（6）溶液呈中性，則c（H⁺）=c（OH^-），根據(jù)電荷守恒：c（NH₄⁺）+c（H⁺）=2c（SO₄^2-）+c（OH^-）；
（7）原電池負極發(fā)生氧化反應，氨氣在負極失去電子，與電解質氧化傳導的O^2-結合生成氮氣與水．

解答 解：（1）已知：①NH₃（l）?NH₃（g）△H₁
 ②N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（l）△H₂
根據(jù)蓋斯定律，①×2+②可得：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g），故△H=2△H₁+△H₂，
故答案為：2△H₁+△H₂；
（2）反應N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）的平衡常數(shù)表達式K=$\frac{{c}^{2}（N{H}_{3}）}{c（{N}_{2}）×{c}^{3}（{H}_{2}）}$；
設轉化的氮氣為xmol，則：
            N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）
起始量（mol）：1      3       0
轉化量（mol）：x      3x      2x
平衡量（mol）：1-x    3-3x    2x
所以$\frac{2x}{4-2x}$=10%，解得x=$\frac{2}{11}$mol，故氮氣轉化率為$\frac{\frac{2}{11}mol}{1mol}$×100%=18%，
故答案為：$\frac{{c}^{2}（N{H}_{3}）}{c（{N}_{2}）×{c}^{3}（{H}_{2}）}$；18%；
（3）隨Y值增大，φ（NH₃）減小，平衡N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H＜0向逆反應方向移動，正反應為體積減小的放熱反應，故Y為溫度，則X為壓強，增大壓強平衡正向移動，φ（NH₃）增大，a點的數(shù)值比b點小，
故答案為：�。浑SY值增大，φ（NH₃）減小，平衡N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H＜0向逆反應方向移動，故Y為溫度；
（4）A．I為恒溫恒容，隨反應進行壓強減小，Ⅱ為恒溫恒壓，Ⅱ等效為在I的基礎上增大壓強，平衡正向移動，Ⅱ中反應物轉化率大于Ⅰ，放出熱量：Q_l＜Q₂，故A正確；
B．Ⅲ為恒容絕熱，隨反應進行溫度升高，I為恒溫恒容，Ⅲ等效為在I的基礎上升高溫度，平衡逆向移動，N₂的轉化率：I＞III，故B正確；
C．平衡常數(shù)只受溫度影響，溫度相同，平衡常數(shù)相同，則平衡常數(shù)：II=I，故C錯誤；
D．Ⅱ等效為在I的基礎上增大壓強，平衡正向移動，則達平衡時氨氣的體積分數(shù)：I＜II，故D錯誤，
故選：AB；
（5）A．正反應為放熱反應，升高溫度，平衡逆向移動，氮氣的轉化率減小，故A錯誤；
B．恒容體系中通入N₂氣體，氮氣的轉化率減小，故B錯誤；
C．分離出NH₃，平衡正向移動，氮氣轉化率增大，故C正確；
D．通入稀有氣體He，使體系壓強增大到原來的5倍，各組分濃度不變，平衡不移動，氮氣轉化率不變，故D錯誤，
故選：C；
（6）溶液呈中性，則c（H⁺）=c（OH^-），根據(jù)電荷守恒：c（NH₄⁺）+c（H⁺）=2c（SO₄^2-）+c（OH^-），則c（NH₄⁺）＞c（SO₄^2-），
故答案為：＞；
（7）原電池負極發(fā)生氧化反應，氨氣在負極失去電子，與電解質氧化傳導的O^2-結合生成氮氣與水，負極電極反應式為：2NH₃+3O^2--6e^-=N₂+3H₂O，
故答案為：2NH₃+3O^2--6e^-=N₂+3H₂O．

點評 本題考查化學平衡計算與影響因素、反應熱計算、離子濃度比較、原電池等，題目比較綜合，需要學生具備扎實的基礎與靈活應用能力，難度中等．