Question

合成氨生產技術的創立開辟了人工固氮的途徑，對化學工業技術也產生了重大影響．合成氨反應的化學方程式為：N₂（g）+3H₂（g）3NH₃（g）△H=-92.2kJ/mol．合成氨工業中原料氣N₂可從空氣中分離得到，H₂可用甲烷在高溫下與水蒸氣反應制得．我國合成氨工業目前的生產條件為：催化劑-鐵觸媒，溫度-400～500℃，壓強-30～50MPa．
回答下列問題：
（1）合成氨工業中原料氣壓縮到30～50MPa的原因是

加壓有利于平衡正向移動，提高原料氣的轉化率

．從平衡移動原理分析，低溫有利于原料氣的轉化，實際生產中采用400～500℃的高溫，原因之一是考慮到催化劑的催化活性，原因之二是

增加反應速率，縮短達到平衡的時間

．
（2）500℃、50MPa時，在容積為VL的容器中加入n mol N₂、3n mol H₂，反應達平衡后測得平衡常數為K，此時N₂的轉化率為x．則K和x的關系滿足K=

4xV2

27n2(1-x)4

．
（3）甲烷在高溫下與水蒸氣反應反應方程式為：CH₄（g）+H₂O（g）=CO（g）+3H₂（g）．部分物質的燃燒熱數據如下表：

物  質	燃燒熱（kJ?mol-1）
H2（g）	-285.8
CO（g）	-283.0
CH4（g）	-890.3

已知1mol H₂O（g）轉變為1mol H₂O（l）時放出44.0kJ熱量．寫出CH₄和H₂O在高溫下反應的熱化學方程式

CH₄（g）+H₂O（g）=CO（g）+3H₂（g）△H=+206.1kJ?mol^-1

．
（4）有人設想尋求合適的催化劑和電極材料，以N₂、H₂為電極反應物，以HCl-NH₄Cl為電解質溶液制取新型燃料電池．請寫出該電池的正極反應式

N₂+6e^-+8H⁺=2NH₄⁺

．

Answer 1

分析：（1）由外界條件對化學平衡以及化學反應速率的影響分析；
（2）計算平衡時各物質的濃度，進而計算平衡常數；
（3）根據燃燒熱寫出熱化學方程式，利用蓋斯定律計算；
（4）N₂在正極發生還原反應生成NH₄⁺，以此書寫電極反應式．

解答：解：（1）合成氨反應的化學方程式為：N₂（g）+3H₂（g）2NH₃（g）△H=-92.2kJ/mol，反應物氣體的化學計量數大于生成物氣體的化學計量數，則加壓有利于平衡正向移動，提高原料氣的轉化率，升高溫度雖然不利于平衡向正反應方向移動，但能增大反應速率，縮短達到平衡的時間．
故答案為：加壓有利于平衡正向移動，提高原料氣的轉化率；增加反應速率，縮短達到平衡的時間；         
（2）N₂（g）+3H₂（g）2NH₃（g）
起始：

n

V

mol/L   

3n

V

mol/L         0
轉化：

nx

V

mol/L   

3nx

V

mol/L      

2nx

V

mol/L
平衡：

n(1-x)

V

mol/L

3n(1-x)

V

mol/L

2nx

V

mol/L
k=

( 2nx V )2

( n(1-x) V )×( 3n(1-x) V )3

=

4xV2

27n2(1-x)4

，
故答案為：

4xV2

27n2(1-x)4

；
（3）已知：①H₂（g）+

1

2

O₂（g）=H₂O（l）△H=-285.8kJ?mol^-1
②CO（g）+

1

2

O₂（g）=CO₂（g） ）△H=-283.0kJ?mol^-1
③CH₄（g）+2O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（l））△H=-890.3kJ?mol^-1，
④H₂O（g）=H₂O（l）△H=-44.0kJ?mol^-1，
利用蓋斯定律將④+③-②-3×①可得：CH₄（g）+H₂O（g）=CO（g）+3H₂（g）
△H=（-44.0kJ?mol^-1）+（-890.3kJ?mol^-1）-（-283.0kJ?mol^-1）-3×（-285.8kJ?mol^-1）=+206.1 kJ?mol^-1，
故答案為：CH₄（g）+H₂O（g）=CO（g）+3H₂（g）△H=+206.1 kJ?mol^-1；
（4）N₂在正極發生還原反應生成NH₄⁺，電極反應式為N₂+6e^-+8H⁺=2NH₄⁺，故答案為：N₂+6e^-+8H⁺=2NH₄⁺．

點評：本題考查化學平衡的計算以及蓋斯定律的應用，題目難度中等，解答本題時注意把握計算方法，平衡常數的計算以及電極方程式的書寫是化學原理模塊常考查內容．