Question

氨在國民經濟中占有重要地位。

（1）合成氨工業中，合成塔中每產生2 mol NH₃，放出92.2 kJ熱量。

① 工業合成氨的熱化學方程式是                       。

 ② 若起始時向容器內放入2 mol N₂和6 mol H₂，達平衡后放出的熱量為Q，則

Q（填“>”、“<”或“=”）_______184.4 kJ。

 ③ 已知：

1 mol N-H鍵斷裂吸收的能量約等于_______kJ。

（2）工業生產尿素的原理是以NH₃和CO₂為原料合成尿素[CO(NH₂)₂]，反應的化學方程式為：2NH₃ (g)+ CO₂ (g) CO(NH₂)₂ (l) + H₂O (l)，該反應的平衡常數和溫度關系如下：

T / ℃	165	175	185	195
K	111.9	74.1	50.6	34.8

 

①焓變ΔH（填“>”、“<”或“=”）       0

②在一定溫度和壓強下，若原料氣中的NH₃和CO₂的物質   的量之比（氨碳比），下圖是氨碳比（x）與CO₂平衡轉化率（α）的關系。α隨著x增大而增大的原因是                        。

③ 上圖中的B點處，NH₃的平衡轉化率為_______。

（3）氮氣是制備含氮化合物的一種重要物質，而氮的化合物用途廣泛。

下面是利用氮氣制備含氮化合物的一種途徑：

     

①過程Ⅱ的化學方程式是                                

②運輸時，嚴禁NH₃與鹵素（如Cl₂）混裝運輸。若二者接觸時劇烈反應產生白煙，并且0.4 mol NH₃參加反應時有0.3 mol 電子轉移。寫出反應的化學方程式         

③氨是一種潛在的清潔能源，可用作堿性燃料電池的燃料。

已知：4NH₃(g) + 3O₂(g) = 2N₂(g) + 6H₂O(g)   ΔH = ―1316 kJ/mol，則該燃料電池的負極反應式是                。

 

Answer 1

【答案】

（1）① N₂(g)+3H₂(g) =2NH₃(g)   ΔH= –92.2 kJ/mol（2分）

② <  （1分）   

③391（2分）

（2）① <  （2分） 

②nNH₃增大，平衡正向移動，則增大CO₂的轉化率 （2分）

③32%（2分）

（3）① N₂ + 3H₂2NH₃  （N₂ + O₂2NO）（2分）

② 8NH₃ + 3Cl₂ = 6NH₄Cl + N₂  （2分）

③ 2NH₃―6e^- + 6OH^- = N₂↑+ 6H₂O（2分）

【解析】

試題分析：（1）①每產生2 mol NH₃，放出92.2 kJ熱量，所以工業合成氨的熱化學方程式是N₂(g)+3H₂(g) =2NH₃(g)   ΔH= –92.2 kJ/mol

②該反應為可逆反應，所以向容器內放入2 mol N₂和6 mol H₂，達平衡后放出的熱量小于92.2×2=184.4kJ

③ΔH=反應物的總鍵能-生成物的總鍵能，1mol氨氣分子中有3molN-H鍵，設斷開1molN-H鍵吸收的能量為x，則–92.2 kJ/mol=945.8kJ/mol+3×436 kJ/mol-2×3×x,解得x =391kJ/mol

（2） ①溫度升高，K值下降，說明隨溫度升高平衡逆向移動，逆向為吸熱方向，四正反應為放熱反應，ΔH<0②x逐漸增大，說明nNH₃增大，平衡正向移動，則CO₂的轉化率α增大

③B點x=4，CO₂平衡轉化率為64%，若x=2，則NH₃ 、CO₂平衡轉化率都為64%，現在NH₃的起始物質的量擴大為原來的2倍，所以轉化率降為原來的一半，為32%

（3）①氮的固定是把游離態氮轉化為化合態氮的過程，包括合成氨：N₂ + 3H₂2NH₃  ，氮氣與氧氣的反應：N₂ + O₂2NO

②二者接觸時劇烈反應產生白煙，說明有氯化銨生成，0.4 mol NH₃參加反應時有0.3 mol 電子轉移，說明氨氣未被全部氧化為氮氣，根據反應物、產物寫出對應的化學方程式為8NH₃ + 3Cl₂ = 6NH₄Cl + N₂

③燃料電池的負極發生氧化反應，分析已知的方程式得氨氣被氧化，所以負極發生的反應為2NH₃―6e^- + 6OH^- = N₂↑+ 6H₂O

考點：考查合成氨工業中所涉及的熱化學方程式的書寫、反應熱的計算、化學平衡知識、氮的固定、原電池的電極反應方程式的書寫