Question

【題目】德國化學家哈伯從1902年開始研究由氮氣和氫氣直接合成氨。合成氨是人類科學技術上的一項重大突破，其反應原理為： N2(g)+3H2(g)2NH3(g) △H=－92.4kJ·mol－1

一種利用天然氣合成氨的簡易流程如下：

天然氣先經脫硫，然后通過兩次轉化，再經過二氧化碳脫除等工序，得到氮氫混合氣，進入氨合成塔，制得產品氨。

（1）僅從提高氨產率的角度，氨合成塔中適宜的生產條件是 。

（2）CH4與水蒸氣制氫氣的反應為CH4(g)+ H2O (g)CO (g) +3H2(g)，在2 L的密閉容器中，將物質的量各1 mol的CH4和H2O (g)混合反應，CH4的平衡轉化率與溫度、壓強的關系如下圖所示：

①該反應的△H 0（填﹥、﹤）。

②圖中壓強P1 P2（填﹥、﹤）。

③200℃時該反應的平衡常數K= （保留一位小數）。

（3）NH3經過催化氧化生成NO，以NO為原料通過電解的方法可以制備NH4NO3，其總反應是8NO+7H2O 3NH4NO3+2HNO3，試寫出以惰性材料作電極的陰極反應式： ；陽極反應式： ；電解過程中需要補充一種物質才能使電解產物全部轉化為NH4NO3，該物質是 。

Answer 1

【答案】（1）低溫、高壓（2）①＞②＜③K=69.1（mol·L－1）2

（3）陰極：3NO+15e-+18H+=3NH4++3H2O

陽極：5NO－15e-+10H2O=5NO3-+20H+；氨水或氨氣

【解析】

試題分析：（1）因為合成氨的反應為氣體減小的放熱反應，為提高氨的產率，平衡逆向移動，氨合成塔中適宜的生產條件是低溫、高壓。

（2）①由圖可知，壓強不變，溫度越高CH4（g）的轉化率越大，故溫度升高平衡向正反應方向移動，升高溫度平衡向吸熱反應方向移動，所以正反應為吸熱反應，即△H＞0。 ②溫度容積不變，增大壓強平衡向體積減小的方向移動即逆反應方向移動，則CH4（g）的轉化率越小，所以壓強越大，CH4（g）的轉化率越小，則P1＜P2。③200℃，CH4（g）的轉化率0.8，所以參加反應的CH4（g）的物質的量為0.8mol。

CH4（g）+H2O（g）═CO（g）+3H2（g）

起始濃度（mol/L）：0.5 0.5 0 0

轉化濃度（mol/L）：0.4 0.4 0.4 1.2

平衡濃度（mol/L）：0.1 0.1 0.4 1.2

所以200℃時該反應的平衡常數K= c(CO)c3(H2)/ c(CH4)c(H2O) =(0.4×1.23)/(0.1×0.1)=69.1（mol·L－1）2。

（3）電解NO制備NH4NO3，陰極發生還原反應，電極反應式為3NO + 15e-+ 18H+ = 3NH4+ + 3H2O，陽極發生氧化反應，電極反應式為5NO－15e- + 10H2O = 5NO3-+20 H+，從兩極反應可看出，要使得失電子守恒，陽極產生的NO3-的物質的量大于陰極產生的NH4+的物質的量，總反應方程式為8NO+7H2O 3NH4NO3+2HNO3，因此若要使電解產物全部轉化為NH4NO3，需補充氨氣或氨水。