Question

（1）在一定條件下，將1.00molN₂（g）與3.00molH₂（g）混合于一個10.0L密閉容器中，在不同溫度下達到平衡時NH₃（g）的平衡濃度如圖所示．其中溫度為T₁時平衡混合氣體中氨氣的體積分數(shù)為25.0%．
①當溫度由T₁變化到T₂時，平衡常數(shù)關系K₁

 

K₂（填“＞”，“＜”或“=”），焓變△H

 

0．（填“＞”或“＜”）
②該反應在T₁溫度下5.00min達到平衡，這段時間內(nèi)N₂的化學反應速率為

 

．
③T₁溫度下該反應的化學平衡常數(shù)K₁=

 

．
（2）根據(jù)最新“人工固氮”的研究報道，在常溫常壓和光照條件下N₂在催化劑表面與水發(fā)生反應：2N₂（g）+6H₂O（l）=4NH₃（g）+3O₂（g），此反應的△S

 

0（填“＞”或“＜”）．若已知：N₂（g）+3H₂（g）=2NH₃（g）△H=a kJ/mol  2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（l）△H=b kJ/mol  2N₂（g）+6H₂O（l）=4NH₃（g）+3O₂（g）的△H=

 

（用含a、b的式子表示）．
（3）科學家采用質子高導電性的SCY陶瓷（可傳遞H⁺）實現(xiàn)了低溫常壓下高轉化率的電化學合成氨，其實驗
原理示意圖如圖2所示，則陰極的電極反應式是

 

．

Answer 1

考點：化學平衡的影響因素,熱化學方程式,原電池和電解池的工作原理,反應速率的定量表示方法,化學平衡的計算

專題：基本概念與基本理論

分析：（1）①由圖1可知，溫度越高，平衡時NH₃的濃度越小，說明升高溫度平衡向逆反應進行，平衡常數(shù)減�。�
②令參加反應的氮氣的物質的量為nmol，利用三段式用n表示處于平衡時各組分的物質的量，根據(jù)氨氣的體積分數(shù)列方程計算n的值，再N₂的化學反應速率；T₁溫度下該反應的化學平衡常數(shù)K₁；
（2）2N₂（g）+6H₂O（l）=4NH₃（g）+3O₂（g），氣體物質的量增加熵增，根據(jù)蓋斯定律求△H；
（3）陰極是氮氣得電子發(fā)生還原反應．

解答： 解：（1）①由圖可知，溫度越高，平衡時NH₃的濃度越小，說明升高溫度平衡向逆反應進行，平衡常數(shù)減小，故平衡常數(shù)K_A＞K_B，溫度越高，K值越小，所以正反應是放熱反應，故答案為：＞；＜；
②令參加反應的氮氣的物質的量為nmol，則：
            N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）
開始（mol）：1        3             0
變化（mol）：n        3n            2n
平衡（mol）：1-n      3-3n          2n
所以所以

2n

(1-n)mol+(3-3n)mol+2nmol

×100%=25%，解得n=0.4，這段時間內(nèi)N₂的化學反應速率為

0.4mol 10L

5.00min

=8.00×10^-3mol/（L?min），K₁=

( 2×0.4mol 10L )2

(1-0.4)mol 10L ×( 3mol-3×0.4m 10L )3

=18.3L²/mol²
故答案為：8.00×10^-3mol/（L?min）；18.3L²/mol²；
（2）2N₂（g）+6H₂O（l）=4NH₃（g）+3O₂（g），氣體物質的量增加熵增，因為①N₂（g）+3H₂（g）=2NH₃（g）△H=a kJ/mol；②2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（l）△H=b kJ/mol，根據(jù)蓋斯定律可知，目標反應為2①-3②，所以△H=（2a-3b）kJ/mol，故答案為：＞；（2a-3b）kJ/mol；
（3）陰極是氮氣得電子發(fā)生還原反應，所以電極反應方程式為：N₂+6e^-+6H⁺=2NH₃，故答案為：N₂+6e^-+6H⁺=2NH₃．

點評：本題考查化學平衡計算、反應熱計算、電化學等，難度中等，旨在考查學生對知識的掌握與運用，加強基礎知識的掌握理解．