Question

發(fā)展儲(chǔ)氫技術(shù)是氫氧燃料電池推廣應(yīng)用的關(guān)鍵．研究表明液氨是一種良好的儲(chǔ)氫物質(zhì)，其儲(chǔ)氫容量可達(dá)17.6% （質(zhì)量分?jǐn)?shù)）．液氨氣化后分解產(chǎn)生的氫氣可作為燃料供給氫氧燃料電池．氨氣分解反應(yīng)的熱化學(xué)方程式如下：2NH₃（g）?N₂（g）+3H₂（g）△H=92.4kJ?mol^-1
請(qǐng)回答下列問(wèn)題：
（1）氨氣自發(fā)分解的反應(yīng)條件是

 

．
（2）已知：2H₂（g）+O₂ （g）=2H₂O（g）△H=-483.6kJ?mol^-1
  NH₃（l）?NH₃ （g）△H=23.4kJ?mol^-1
則，反應(yīng)4NH₃（l）+3O₂ （g）=2N₂（g）+6H₂O（g） 的△H=

 

．
（3）研究表明金屬催化劑可加速氨氣的分解．圖1為某溫度下等質(zhì)量的不同金屬分別催化等濃度氨氣分解生成氫氣的初始速率．
①不同催化劑存在下，氨氣分解反應(yīng)的活化能最大的是

 

（填寫(xiě)催化劑的化學(xué)式）．
②恒溫（T₁）恒容時(shí)，用Ni催化分解初始濃度為c₀的氨氣，并實(shí)時(shí)監(jiān)測(cè)分解過(guò)程中氨氣的濃度．計(jì)算后得氨氣的轉(zhuǎn)化率α（NH₃）隨時(shí)間t變化的關(guān)系曲線（如圖2）．請(qǐng)?jiān)趫D2中畫(huà)出：在溫度為T(mén)₁，Ru催化分解初始濃度為c₀的氨氣過(guò)程中α（NH₃） 隨t變化的總趨勢(shì)曲線（標(biāo)注Ru-T₁）．
③如果將反應(yīng)溫度提高到T₂，請(qǐng)如圖2中再添加一條Ru催化分解初始濃度為c₀的氨氣過(guò)程中α（NH₃）～t的總趨勢(shì)曲線（標(biāo)注Ru-T₂）
④假設(shè)Ru催化下溫度為T(mén)₁時(shí)氨氣分解的平衡轉(zhuǎn)化率為40%，則該溫度下此分解反應(yīng)的平衡常數(shù)K與c₀的關(guān)系式是：K=

 

．
（4）用Pt電極對(duì)液氨進(jìn)行電解也可產(chǎn)生H₂和N₂．陰極的電極反應(yīng)式是

 

；陽(yáng)極的電極反應(yīng)式是

 

．（已知：液氨中2NH₃（l）?NH₂^-+NH₄⁺）

Answer 1

考點(diǎn)：探究濃度、催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響,用蓋斯定律進(jìn)行有關(guān)反應(yīng)熱的計(jì)算,電解原理

專題：

分析：（1）化學(xué)反應(yīng)能否自發(fā)進(jìn)行，取決于焓變和熵變的綜合判據(jù)，當(dāng)△G=△H-T?△S＜0時(shí)，反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行據(jù)此解答；
（2）已知：①2NH₃（g）?N₂ （g）+3H₂（g）△H=+92.4kJ?mol^-1；②2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（g）△H=-483.6kJ?mol^-1；③NH₃（l）?NH₃（g）△H=+23.4kJ?mol^-1由蓋斯定律：2×①+3×②+4×③得到反應(yīng)4NH₃（l）+3O₂（g）=2N₂（g）+6H₂O（g），據(jù)此計(jì)算反應(yīng)熱；
（3）①反應(yīng)的活化能越高，則反應(yīng)中活化分子數(shù)越少，反應(yīng)速率越慢；
②Ru催化分解初始濃度為c₀的氨氣，平衡時(shí)α（NH₃）不變，反應(yīng)速率加快，到達(dá)平衡所用時(shí)間比Ni催化時(shí)要短；
③將反應(yīng)溫度提高到T₂，反應(yīng)速率加快，氨氣的分解反應(yīng)為吸熱反應(yīng)，升高溫度，平衡正向移動(dòng)；
④先求出各自的平衡濃度，然后根據(jù)平衡常數(shù)的概念來(lái)回答；
（4）電解時(shí)陰極發(fā)生得電子的還原反應(yīng)，液氨失電子生成氫氣和NH₂^-，陽(yáng)極發(fā)生失去電子的氧化反應(yīng)．

解答： 解：（1）已知：2NH₃（g）?N₂ （g）+3H₂（g）△H=+92.4kJ?mol^-1，反應(yīng)后氣體的物質(zhì)的量增大，則△S＞0，而且△H＞0，若要使△H-T?△S＜0，則需在較高溫度下，
故答案為：高溫；
（2）已知：
①2NH₃（g）?N₂ （g）+3H₂（g）△H=+92.4kJ?mol^-1
②2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（g）△H=-483.6kJ?mol^-1
③NH₃（l）?NH₃（g）△H=+23.4kJ?mol^-1
由蓋斯定律：2×①+3×②+4×③得到反應(yīng)4NH₃（l）+3O₂（g）=2N₂（g）+6H₂O（g）△H=92.4×2+（-483.6）×3+23.4×4=-1172.4kJ?mol^-1，
故答案為：-1172.4kJ?mol^-1；
（3）①反應(yīng)的活化能越高，則反應(yīng)中活化分子數(shù)越少，反應(yīng)速率越慢，則氨氣的分解速率最慢的反應(yīng)中，氨氣分解反應(yīng)的活化能最大，即當(dāng)Fe作催化劑時(shí)活化能最大；
故答案為：Fe；
②Ru催化分解初始濃度為c₀的氨氣，平衡時(shí)α（NH₃）不變，與Ni作催化劑相同，但是反應(yīng)速率加快，到達(dá)平衡所用時(shí)間比Ni催化時(shí)要短，則圖象為，故答案為：；
③將反應(yīng)溫度提高到T₂，反應(yīng)速率加快，到達(dá)平衡所用時(shí)間縮短，氨氣的分解反應(yīng)為吸熱反應(yīng)，升高溫度，平衡正向移動(dòng)，氨氣的轉(zhuǎn)化率增大，則T₂溫度時(shí)Ru催化分解初始濃度為c₀的氨氣過(guò)程中α（NH₃）～t的總趨勢(shì)曲線為總趨勢(shì)曲線（標(biāo)注Ru-T₂）為，
故答案為：[總趨勢(shì)曲線（標(biāo)注Ru-T₂）]；
④平衡時(shí)氮?dú)�、氫氣、氨氣的濃度分別是0.6c₀、0.2c₀、0.6c₀，據(jù)K=

c(N2)×c3(H2)

c2(NH3)

=

0.2c0×(0.6c0)3

(0.6c0)2

=0.12c₀²，故答案為：0.12c₀²；
（4）電解時(shí)陰極發(fā)生得電子的還原反應(yīng)，在陰極液氨失電子生成氫氣和NH₂^-，則電極方程式為：2NH₃+2e^-=H₂+2NH₂^-；陽(yáng)極發(fā)生失去電子的氧化反應(yīng)，在陽(yáng)極液氨得到電子，電極反應(yīng)式為：2NH₃-6e^-=N₂+6H⁺，
故答案為：2NH₃+2e^-=H₂+2NH₂^-；2NH₃-6e^-=N₂+6H⁺．

點(diǎn)評(píng)：本題考查了反應(yīng)自發(fā)性的判斷、蓋斯定律的應(yīng)用、影響平衡和速率的因素、電解原理的應(yīng)用等，題目涉及的知識(shí)點(diǎn)較多，側(cè)重于基礎(chǔ)知識(shí)的綜合應(yīng)用的考查，題目難度中等，考查了學(xué)生的分析能力、對(duì)知識(shí)的應(yīng)用能力和畫(huà)圖能力．