Question

1．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)回答下列問題：
（1）氨氣自發(fā)分解的反應(yīng)條件是高溫．
（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=-1172.4kJ•mol^-1．
（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Fe（填寫催化劑的化學(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（見圖2）．請(qǐng)?jiān)趫D2中畫出：在溫度為T₁，Ru催化分解初始濃度為c₀的氨氣過程中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)?jiān)趫D2中再添加一條Ru催化分解初始濃度為c₀的氨氣過程中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T₁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=0.12c₀²．
（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2NH₃+2e^-═H₂+2NH₂^-；陽極的電極反應(yīng)式是2NH₃-6e^-═N₂+6H⁺．（已知：液氨中2NH₃（l）?NH₂^-+NH₄⁺）

Answer 1

分析 （1）氨分解反應(yīng)的焓變△H＞0，熵變△S＞0，由反應(yīng)自發(fā)性的綜合判據(jù)△H-T△S＜0來回答；
（2）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
③×4+①×2+②×3得：4NH₃（l）+3O₂ （g）═2N₂（g）+6H₂O（g）由蓋斯定律計(jì)算焓變；
（3）①?gòu)膱D1可看出，F(xiàn)e作催化劑時(shí)，氨分解的活化能最大；
②溫度不變，則平衡常數(shù)不變，平衡狀態(tài)也不變；
③溫度升高，平衡正向移動(dòng)，氨氣的轉(zhuǎn)化率α（NH₃）增大，反應(yīng)速率大；
④氨氣的起始濃度為c₀，平衡濃度為0.6c₀，氨氣的轉(zhuǎn)化濃度為0.4c₀，則N₂的平衡濃度為0.2c₀，H₂的平衡濃度為0.6c₀，據(jù)此計(jì)算K；
（4）Pt為惰性電極，對(duì)液氨進(jìn)行電解時(shí)，陰極NH₂^-得電子生成H₂，陽極NH₄⁺失電子生成N₂．

解答 解：（1）氨分解反應(yīng)的焓變△H＞0，熵變△S＞0，由反應(yīng)自發(fā)性的綜合判據(jù)△H-T△S＜0，即T＞$\frac{△H}{△S}$可知氨自發(fā)分解的條件應(yīng)該是高溫．故答案為：高溫；
（2）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
③×4+①×2+②×3得：4NH₃（l）+3O₂ （g）═2N₂（g）+6H₂O（g）
由蓋斯定律可得：△H=23.4kJ•mol^-1×4+92.4kJ•mol^-1×2+（-483.6kJ•mol^-1）×3=-1172.4kJ•mol^-1．故答案為：-1172.4kJ•mol^-1；
（3）①?gòu)膱D1可看出，F(xiàn)e作催化劑時(shí)，氫氣的初始生成速率最小，根據(jù)碰撞理論的解釋，催化劑的催化原理實(shí)質(zhì)上是降低反應(yīng)的活化能，活化能越低，則活化分子百分?jǐn)?shù)越高，反應(yīng)速率越大，所以上述金屬比較，鐵作催化劑時(shí)，氨分解的活化能最大．故答案為：Fe；
②溫度不變，則平衡常數(shù)不變，平衡狀態(tài)也不變，但金屬釕（Ru）的催化效果比鎳（Ni）顯著，所以反應(yīng)到達(dá)平衡所需時(shí)間短，答案見圖曲線Ru-T₁，故答案為：；
③溫度升高，平衡正向移動(dòng)，氨氣的轉(zhuǎn)化率α（NH₃）增大，反應(yīng)速率大，反應(yīng)到達(dá)平衡的時(shí)間縮短，答案見圖曲線 Ru-T₂．故答案為：；
④氨氣的起始濃度為c₀，平衡濃度為0.6c₀，氨氣的轉(zhuǎn)化濃度為0.4c₀，則N₂的平衡濃度為0.2c₀，H₂的平衡濃度為0.6c₀，故K=$\frac{0.2{c}_{0}×（0.6{c}_{0}）^{3}}{（0.6{c}_{0}）^{2}}$=0.12c₀²，
故答案為：0.12c₀²；
（4）Pt為惰性電極，對(duì)液氨進(jìn)行電解時(shí)，陰極NH₂^-得電子生成H₂，陽極NH₄⁺失電子生成N₂，其電極反應(yīng)分別為：2NH₃+2e^-═H₂+2NH₂^-；2NH₃-6e^-═N₂+6H⁺．
故答案為：2NH₃+2e^-═H₂+2NH₂^-；2NH₃-6e^-═N₂+6H⁺．

點(diǎn)評(píng) 本題考查反應(yīng)的自發(fā)性判斷、蓋斯定律的應(yīng)用、化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡的影響因素、化學(xué)平衡常數(shù)的計(jì)算、電極反應(yīng)式的書寫等及圖象分析能力與分析解決化學(xué)問題的能力．