Question

化學在能源開發(fā)與利用中起到十分關(guān)鍵的作用．氫氣是一種新型的綠色能源，又是一種重要的化工原料．
Ⅰ（1）在298K、101kPa時，2g H₂完全燃燒生成液態(tài)水，放出285.8kJ熱量．則表示氫氣燃燒熱的熱化學方程式為：

H₂（g）+

1

2

O₂（g）=H₂O（l）△H=-285.8kJ/mol

．
氫氧燃料電池能量轉(zhuǎn)化率高，具有廣闊的發(fā)展前景．現(xiàn)用氫氧燃料電池進行下圖飽和食鹽水電解實驗（圖中所用電極均為惰性電極）．分析該裝置、回答下列問題：
（2）氫氧燃料電池中，a電極為電池的是

負極

（填“正極”或“負極”），氣體M的分子式

H₂

，a電極上發(fā)生的電極反應式為：

H₂+OH^--2e^-=2H₂O

．
（3）若右上圖裝置中盛有100mL5.0mol/LNaCl溶液，電解一段時間后須加入10.0mol/L鹽酸溶液50mL（密度為1.02g/mL）才能使溶液恢復至原來狀態(tài)．則在此電解過程中導線上轉(zhuǎn)移的電子數(shù)為

4.14

mol．（保留小數(shù)點后2位）
Ⅱ氫氣是合成氨的重要原料．工業(yè)上合成氨的反應是：
N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃ （g）△H=-92.2kJ?mol^-1
（4）下列事實中，不能說明上述可逆反應已經(jīng)達到平衡的是

③④

．
①N₂、H₂、NH₃的體積分數(shù)不再改變；
②單位時間內(nèi)生成2n mol NH₃的同時生成3n mol H₂；
③單位時間內(nèi)生成3n mol N-H鍵的同時生成n mol N≡N；
④用N₂、H₂、NH₃的物質(zhì)的量濃度變化表示的反應速率之比為1：3：2；
⑤混合氣體的平均摩爾質(zhì)量不再改變；
⑥混合氣體的總物質(zhì)的量不再改變．
（5）已知合成氨反應在某溫度下2.00L的密閉容器中反應，測得如下數(shù)據(jù)：

物質(zhì)的量/（mol）/時間（h）	0	1	2	3	4
N2	1.50	n1	1.20	n3	1.00
H2	4.50	4.20	3.60	n4	3.00
NH3	0.00	0.20	n2	1.00	1.00

根據(jù)表中數(shù)據(jù)計算：
①反應進行到2小時時放出的熱量為

27.7

kJ．
②0～1小時內(nèi)N₂的平均反應速率

0.05

mol?L^-1?h^-1．
③此條件下該反應的化學平衡常數(shù)K═

0.15

（保留兩位小數(shù)）．
④反應達到平衡后，若往平衡體系中再加入N₂、H₂ 和NH₃各1mol，化學平衡向

正反應

方向移動（填“正反應”或“逆反應”或“不移動”．）

Answer 1

分析：（1）燃燒熱是1mol可燃物完全燃燒生成溫度氧化物時放出的熱量以及物質(zhì)的量與能量成正比；
（2）先根據(jù)電解池中陽離子的流動方向知：X為陽極，Y為陰極，和電源的負極相連的是陰極，和電源的正極相連的是陽極，則b為正極，a為負極，在氫氧燃料電池中，通入氫氣的電極為負極，發(fā)生氧化反應，通入氧氣的電極為正極，發(fā)生還原反應；
（3）利用電解一段時間后須加入10.0mol/L鹽酸溶液50mL（密度為1.02g/mL）才能使溶液恢復至原來狀態(tài)分析電解時兩極發(fā)生的反應以及生成的產(chǎn)物來計算；
（4）達到化學平衡狀態(tài)時，正逆反應速率相等，各物質(zhì)的濃度、質(zhì)量、物質(zhì)的量、百分含量不變，對于反應前后氣體的化學計量數(shù)之和不相等的反應來說，達到平衡時，壓強也不變；
（5）①根據(jù)反應的熱化學方程式、利用物質(zhì)和能量的關(guān)系計算；
②先根據(jù)生成的氨氣的物質(zhì)的量求出反應的氮氣的物質(zhì)的量，再根據(jù)v（N₂）=

△c

△t

=

△n V

△t

求出；
③由表中數(shù)據(jù)可知4h時反應達到平衡，然后利用平衡常數(shù)等于生成物的濃度冪之積除以反應物的濃度冪之積；
④根據(jù)濃度熵與平衡常數(shù)的關(guān)系判斷方向．

解答：解：（1）在298K、101kPa時，2g 即1molH₂完全燃燒生成液態(tài)水，放出285.8kJ熱量，則表示氫氣燃燒熱的熱化學方程式為：H₂（g）+

1

2

O₂（g）=H₂O（l）△H=-285.8kJ/mol；
故答案為：H₂（g）+

1

2

O₂（g）=H₂O（l）△H=-285.8kJ/mol；
（2）先根據(jù)電解池中陽離子的流動方向知：X為陽極，Y為陰極，和電源的負極相連的是陰極，和電源的正極相連的是陽極，則b為正極，a為負極，在氫氧燃料電池中，通入氫氣的電極為負極，發(fā)生氧化反應：H₂+OH^--2e^-=2H₂O，通入氧氣的電極為正極，發(fā)生還原反應；
故答案為：負極，H₂，H₂+OH^--2e^-=2H₂O；
（3）其中剛開始電解產(chǎn)生的H₂和Cl₂的總量與鹽酸中HCl的量相等，即n（H₂）=n（Cl₂）=

1

2

n（HCl）=

1

2

×10×0.05=0.25mol
后來電解產(chǎn)生的H₂和O₂的總量與鹽酸中H₂O的量相等，
即n（H₂）=2n（O₂）=n（H₂O）=（50×1.02-0.5×36.5）/18=1.82mol
最后計算總的轉(zhuǎn)移電子=n（H₂）總量×2=（0.25+1.82）×2=4.14mol
故答案為：4.14；
（4）該反應是一個反應前后氣體體積減小的放熱反應，
①反應達到平衡狀態(tài)時，各物質(zhì)的物質(zhì)的量不再變化則N₂、H₂、NH₃的體積分數(shù)不再改變，所以能說明達到平衡狀態(tài)，故不選；
②反應達到平衡狀態(tài)時，單位時間內(nèi)生成2n mol NH₃的同時生成3n mol H₂，即v_正=v_逆，所以能說明達到平衡狀態(tài)，故不選；
③反應達到平衡狀態(tài)時，單位時間內(nèi)生成6n mol N-H鍵的同時生成n mol N≡N，即v_正=v_逆，而單位時間內(nèi)生成3n mol N-H鍵的同時生成n mol N≡N，不能達到平衡狀態(tài)，故選；
④用N₂、H₂、NH₃的物質(zhì)的量濃度變化表示的反應速率之比為1：3：2，在任何時候都成立，不能達到平衡狀態(tài)，故選；
⑤根據(jù)質(zhì)量守恒，反應前后混合物的質(zhì)量不變，各物質(zhì)的物質(zhì)的量不再變化，其平均相對分子質(zhì)量就不再改變，混合氣體的平均摩爾質(zhì)量不再改變；所以能說明達到平衡狀態(tài)，故不選；
⑥反應達到平衡狀態(tài)時，各物質(zhì)的物質(zhì)的量不變，所以混合氣體的總物質(zhì)的量不再改變時說明達到平衡狀態(tài)，故不選；
故選；③④；
（5）①由N₂（g）+3H₂（g）

高溫高壓

催化劑

2NH₃（g）△H═-92.2kJ/mol，可知消耗1molN₂產(chǎn)生92.2kJ的熱量，而反應進行到2h時消耗0.3mol的氮氣．所以反應進行到2h時放出的熱量為92.2kJ×0.3=27.7KJ，
故答案為：27.7；
②生成的氨氣的物質(zhì)的量為0.20mol，反應的氮氣的物質(zhì)的量為0.10mol，0～1h內(nèi)N₂的平均反應速率v（N₂）=

△c

△t

=

△n V

△t

=（N₂）=

0.10mol 2.00L

1h

=0.05mol?L^-1．h^-1，
故答案為：0.05；
③由表中數(shù)據(jù)可知4h時反應達到平衡，反應：N₂（g）+3H₂（g）

高溫高壓

催化劑

2NH₃（g）的化學平衡常數(shù)K=

C2(NH3)

C(N2)C3(H2)

=

(0.5)2

0.5×(1.5)3

=0.15，
故答案為：0.15；
④反應達到平衡后，若維持容器體積不變，溫度不變，往平衡體系中加入H₂、N₂和NH₃各1mol，則此時各物質(zhì)的濃度為：N₂為0.5mol/L+0.5mol/L=1mol/L，H₂為1.5mol/L+0.5mol/L=2mol/L，NH₃為0.5mol/L+0.5mol/L=1mol/L，故濃度商Qc=

12

1×23

=

1

8

＜0.15，故反應向正反應進行，故答案為：正反應；

點評：本題考查電解原理、化學平衡知識，題目難度中等，注意把握化學平衡常數(shù)的意義以及熱化學方程式的運用．