Question

（13分）工業(yè)合成氨與制備硝酸一般可連續(xù)生產(chǎn)，流程如下：

（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=_____（填計算結果）。
（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產(chǎn)率如圖所示。溫度高于900℃時，NH₃產(chǎn)率下降的原因               。

（4）在上述流程圖中，氧化爐中發(fā)生反應的化學方程式為___________。
（5）硝酸廠的尾氣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：________________________。
（6）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____________________，科學家利用此原理，設計成氨氣-氧氣燃料電池，則通入氨氣的電極是__________（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_______________________。

Answer 1

（1）1  （2）＜ （3）溫度高于900℃時，平衡向左移動。（4）
（5）CH₄(g)+2NO₂(g)＝CO₂(g)＋2H₂O(g)+N₂(g)  △H＝－867kJ/mol
（6）4NH₃+3O₂ 2N₂+6H₂O；負極；  2NH₃ — 6e^- + 6OH^- =N₂ +6H₂O

（1）起始時CO和水蒸氣的物質(zhì)的量濃度分別是0.2mol/L和0.3mol/L。平衡時氫氣時0.12mol/L，所以生成CO₂也是0.12mol/L，消耗CO和水蒸氣都是0.12molL/L，因此平衡時CO和水蒸氣的物質(zhì)的量濃度分別是0.08mol/L和0.18mol/L，因此平衡常數(shù)K＝。
（2）因為是放熱反應，所以升高溫度，平衡向逆反應方向移動，平衡常數(shù)減小，所以T₁＜300℃。
（3）因為是放熱反應，所以升高溫度，平衡向逆反應方向移動，即溫度高于900℃時，平衡向左移動，所以產(chǎn)率降低。
（4）氧化爐中發(fā)生的是氨的催化氧化，所以方程式為。
（5）考查蓋斯定律的應用，（①＋②）÷2即得到CH₄(g)+2NO₂(g)＝CO₂(g)＋2H₂O(g)+N₂(g)，所以反應熱是（－574kJ·mol^－1－1160kJ·mol^－1）÷2＝－867kJ/mol。
（6）根據(jù)反應物和生成物可知，方程式為4NH₃+3O₂ 2N₂+6H₂O。氨氣在反應中失去電子，所以在負極通入，電極反應式為2NH₃ — 6e^- + 6OH^- =N₂ +6H₂O。