Question

【題目】氨是一種重要的化工產品，是氮肥工業、有機合成工業以及制造硝酸、按鹽和純堿等的原料。

（1）以氨為燃料，氧氣為氧化劑可以設計制造氨燃料電池，因產物無污染，在很多領域得到廣泛應用。若電極材料均為惰性電極，KOH 溶液作電解質溶液，則該電池負極電極反應式為_______________；正極反應式為______________。

（2）下列措施可以加快合成氨反應速率的是______________。

A．通過縮小容器的容積增大壓強 B．及時將氨液化分離出去

C．適當升溫 D．添加合適的催化劑

E.恒溫恒容時，再充入一定體積的氮氣

（3）某化學研究性學習小組模擬工業合成氨的反應。在容積固定為2L的密閉容器內充入lmolN2 和3molH2，加入合適催化劑（體積可以忽略不計）后在一定溫度壓強下開始反應，并用壓力計監測容器內壓強的變化如下：

反應時間/min	0	5	10	15	20	25	30
壓強/MPa	16.80	14.78	13.86	13.27	12.85	12.60	12.60

則①從反應開始到25min時，以N2表示的平均反應速率為________；

②H2的平衡轉化率為_______________；

（4）以CO2與NH3為原料合成尿素［化學式為CO(NH2)2］的主要反應如下，已知：

①2NH3(g)+CO2(g)=NH2CO2NH4(s)；△H＝-159.47kJ·mol-1

②NH2CO2NH4(s)=CO(NH2)2(s)+H2O(g)；△H=+116kJ·mol-1

③ H2O(l)=H2O(g)；△H=+44kJ·mol-1

寫出CO2 與NH3 合成尿素和液態水的熱化學反應方程式_____________。

Answer 1

【答案】（1）2NH3-6e-＋6OH-＝N2+6H2O；O2+4e-+2H2O=4OH-

（2）A、C、D、E；（3）0.01mol/(L.min) 50%

（4）CO2(g)+2NH3(g)=CO(NH2)2(s)+H2O(l) △H=-87.0kJ/mol

【解析】

試題分析：（1）以氨為燃料，氧氣為氧化劑可以設計制造氨燃料電池，因產物無污染，在很多領域得到廣泛應用。若電極材料均為惰性電極，KOH 溶液作電解質溶液，則該電池負極，NH3失去電子變為N2，負極的電極反應式為2NH3-6e-＋6OH-＝N2+6H2O；在正極上氧氣獲得電子變為OH-，正極反應式為O2+4e-+2H2O=4OH-；（2）A．通過縮小容器的容積增大壓強，使物質的濃度增大，化學反應速率增大，正確；B．及時將氨液化分離出去，由于物質濃度降低，所以化學反應速率減慢，錯誤；C．適當升溫，可以使更多的分子變為活化分子，所以反應速率大大加快，正確； D．添加合適的催化劑，由于降低了反應的活化能，所以反應速率大大加快；E.恒溫恒容時，再充入一定體積的氮氣，由于反應物的濃度增大，所以化學反應速率大大加快，正確。（3） ①同一溫度下，容器中氣體壓強與總的物質的量成正比，設平衡狀態時混合氣體的物質的量為x，16.80：12.60=（1+3）mol：x，x=(4mol×12.60)÷16.80=3，所以平衡時混合氣體的物質的量為3mol，設參加反應的氮氣的物質的量為y，

N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)物質的量減少

1mol 2mol

y （4-3）mol

1mol：2mol=y：（4-3）mol，y=[1mol×(43)mol]÷2mol=0.5mol，則從反應開始到25min時，以N2表示的平均反應速率=V(N2)=(0.5mol÷2L)÷25min=0.01mol/（L．min）；②H2反應的物質的量是3×0.5mol=1．5mol，反應開始時氮氣的物質的量是3mol，所以N2的平衡轉化率為(1．5mol÷3mol)×100％=50％；（4） ①+②-③，整理可得2NH3(g)+CO2(g)=CO(NH2)2(s)+H2O(l) △H=（-159.47kJ/mol）+（+72.49kJmol）-44kJ/mol=-87.0kJ/mol。