Question

20．工業(yè)合成氨與制備硝酸一般可連續(xù)生產(chǎn)，流程如圖1：

（1）工業(yè)生產(chǎn)時，制取氫氣的一個反應為：CO+H₂O（g）?CO₂+H₂．t℃時，往1L密閉容器中充入0.2mol CO和0.3mol水蒸氣．反應建立平衡后，體系中c（H₂）=0.12mol•L^-1．該溫度下此反應的平衡常數(shù)K=1（填計算結(jié)果）．
（2）合成塔中發(fā)生反應N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H＜0．下表為不同溫度下該反應的平衡常數(shù)．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在鐵作催化劑作用下從145℃就開始反應，不同溫度下NH₃的產(chǎn)率如圖2所示．溫度高于900℃時，
NH₃產(chǎn)率下降的原因是溫度高于900℃時，平衡向左移動．
（4）硝酸廠的尾氣含有氮的氧化物，如果不經(jīng)處理直接排放將污染空氣．目前科學家探索利用燃料氣體中的甲烷等將氮的氧化物還原為氮氣和水，反應機理為：
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
則甲烷直接將NO₂還原為N₂的熱化學方程式為：CH₄（g）+2NO₂（g）═N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-867kJ•mol^-1．
（5）氨氣在純氧中燃燒，生成一種單質(zhì)和水，試寫出該反應的化學方程式：4NH₃+3O₂$\frac{\underline{\;\;△\;\;}}{\;}$2N₂+6H₂O，科學家利用該反應的原理，設(shè)計成氨氣--氧氣燃料電池，則通入氨氣的電極是：負極 （填“正極”或“負極”）；堿性條件下，該電極發(fā)生反應的電極反應式為2NH₃-6e-+6OH^-=N₂+6H₂O．

Answer 1

分析 （1）根據(jù)平衡常數(shù)表達式結(jié)合三行式計算化學平衡常數(shù)；
（2）對于放熱反應，溫度越高，K越小，反之越大；
（3）對于放熱反應，溫度升高，則化學平衡向逆向移動；
（4）根據(jù)蓋斯定律來計算反應的焓變，進而書寫熱化學方程式；
（5）氨氣在純氧中燃燒，生成氮氣和水，燃料電池中，燃料做負極．

解答 解：（1）C0+H₂O（g）?CO₂+H₂，
初始濃度：0.2 0.3 0 0
變化濃度：0.12 0.12 0.12 0.12
平衡濃度：0.08 0.28 0.12 0.12
化學平衡常數(shù)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，
故答案為：1；
（2）該反應是放熱反應，對于放熱反應，溫度越高，K越小，T₁＜573K，
故答案為：＜；
（3）對于放熱反應，溫度升高，則化學平衡向逆向移動，所以氨氣的產(chǎn)率減小，
故答案為：溫度高于900℃時，平衡向左移動；
（4）根據(jù)題意：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；
根據(jù)蓋斯定律反應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，
故答案為：CH₄（g）+2NO₂（g）═N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-867kJ•mol^-1；
（5）氨氣在純氧中燃燒，生成氮氣和水，化學方程式為：4NH₃+3O₂$\frac{\underline{\;\;△\;\;}}{\;}$2N₂+6H₂O，在燃料電池中，燃料做負極，則通入氨氣的電極是負極，堿性條件下，該電極發(fā)生反應的電極反應式為2NH₃-6e-+6OH^-→N₂+6H₂O，
故答案為：4NH₃+3O₂$\frac{\underline{\;\;△\;\;}}{\;}$2N₂+6H₂O；負極；2NH₃-6e-+6OH^-=N₂+6H₂O．

點評 本題是一道工業(yè)合成氨的綜合性知識題目，可以根據(jù)所學知識進行回答，難度較大．