Question

氨在国民经济中占有重要地位。

（1）工业合成氨时，合成塔中每产生1 mol NH₃，放出46.1 kJ的热量。

① 工业合成氨的热化学方程式是         。

② 已知：

N₂ (g)2N (g)

H₂ (g)2H (g)

则断开1 mol N－H键所需的能量是_______kJ。

（2）下表是当反应器中按n(N₂):n(H₂)=1:3投料后，在200℃、400℃、600℃下，反应达到平衡时，混合物中NH₃的物质的量分数随压强的变化曲线。

① 曲线a对应的温度是        。

② 关于工业合成氨的反应，下列叙述正确的是       （填字母）。

A. 及时分离出NH₃可以提高H₂的平衡转化率

B. 加催化剂能加快反应速率且提高H₂的平衡转化率

C. 上图中M、N、Q点平衡常数K的大小关系是K(M)= K(Q) >K(N)

③ M点对应的H₂转化率是        。

（3）氨是一种潜在的清洁能源，可用作碱性燃料电池的燃料。电池的总反应为：

4NH₃(g) + 3O₂(g) = 2N₂(g) + 6H₂O(g)。

则该燃料电池的负极反应式是        。

Answer

（1）① N2(g)+ 3H2(g)  2NH3(g)，ΔH = —92.2 kJ·mol-1② 391（2）① 200℃；② AC；③ 75%（3）2NH3－6e— + 6OH— = N2 + 6H2O

【解析】

试题分析：（1）①合成塔中每生成1mol NH3，放出46.1kJ热量，依据热化学方程式写出，标注物质聚集状态和对应反应放出的热量，热化学方程式：N2（g）+3H2（g）2NH3（g），△H=-92.2kJ/mol；②反应焓变=反应物断裂化学键吸收的能量-生成物形成化学键放出的能量=3×436+945.8-6×N-H键键能=-92.2，N-H键键能=391kJ（2）合成氨反应为放热反应，反应温度越高越不利于反应的进行，曲线a的NH3的物质的量分数最高，其反应温度应相对最低，故a为200℃ ②A、及时分离出NH3可以使平衡正向移动，故A正确；B、催化剂能加快反应速率，但不能改变转化率，故B错误；C平衡常数K与温度有关，与其他条件无关，同一温度下的平衡常数相等，合成氨反应为放热反应，其温度越高平衡常数越小，故C正确；选AC；③在M点NH3的物质的量为60%，剩余物质的量为40%，又n(N2):n(H2)=1:3投料，故剩余H2物质的量为30%，因为N2（g）+3H2（g）2NH3（g），即发生反应的H2物质的量为90%，故M点对应的H2转化率是%=75%；（3）原电池中负极失去电子，化合价升高，发生氧化反应，反应式2NH3－6e—+6OH—=N2+6H2O。

考点：热化学方程式；化学能与热能的相互转化；化学平衡常数计算；化学电源新型电池；