Question

18．在一定溫度下，在2L的密閉容器中加入2mol N₂ 和2mol H₂，發(fā)生3H_2（g_）+N₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.2KJ/mol，反應進行到5min時達到平衡，測得容器中NH₃物質的量為1.2mol．
（1）此反應是一個熵減（熵增或熵減）的反應；此反應在溫度較低（較高或較低）的時候能自發(fā)進行．
（2）此溫度下，該反應的平衡常數為514.3（保留小數點后一位）．在平衡后，保持原溫度不變，把容器的體積壓縮到1L，又重新達到平衡，此時新平衡體系中N₂的體積分數是50%．
（3）在合成氨工業(yè)生產時，下列措施中能提高單位時間氨氣產量的有ABCD．
A．從反應混合氣中不斷分離出氨氣來
B．在一定的范圍內，增大反應體系的壓強
C．使用鐵觸媒催化劑
D．增加反應物的用量
（4）假如圖是用原電池原理的方式來合成銨鹽：把N₂通入一極，把H₂通入另一極（電極都是惰性材料），電解質是稀硫酸，不斷進行反應，就可以得到銨鹽．請回答：

①H₂對應的一極是原電池是負極；N₂對應的一極的電極方程式為：N₂+8H⁺+6e^-=2NH₄⁺．
②取出B₁溶液1L，經成分分析，溶質只是0.1mol硫酸銨．則B₁溶液中離子濃度大到小的順序是c（NH₄⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（H⁺）＞c（OH^-）．

Answer 1

分析 （1）反應前后氣體就體積減小，熵變減小，反應自發(fā)進行的判斷是△H-T△S＜0；
（2）在一定溫度下，在2L的密閉容器中加入2mol N₂ 和2mol H₂，發(fā)生3H_2（g_）+N₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.2KJ/mol，反應進行到5min時達到平衡，測得容器中NH₃物質的量為1.2mol，結合化學平衡三行計算列式計算平衡常數，
                           3H_2（g_）+N₂（g）?2NH₃（g）
起始量（mol/L）   1             1               0
變化量（mol/L）   0.9         0.3            0.6
平衡量（mol/L）  0.1          0.7            0.6
在平衡后，保持原溫度不變，把容器的體積壓縮到1L，計算此時濃度商Qc和平衡常數比較判斷平衡進行的方向，又重新達到平衡，平衡常數不變，據此計算此時新平衡體系中N₂的體積分數；
（3）能提高單位時間氨氣產量，需要加快反應速率、化學平衡正向進行；
（4）把N₂通入一極，把H₂通入另一極（電極都是惰性材料），電解質是稀硫酸，不斷進行反應，就可以得到銨鹽，
依據氧化還原反應可知，通入氮氣的一端為正極得到電子發(fā)生還原反應，在酸性溶液中生成銨根離子，通入氫氣的一端為負極失電子發(fā)生氧化反應在酸性溶液中生成氫離子，B1為硫酸銨溶液，銨根離子呢大于硫酸根離子，銨根離子水解溶液顯酸性；

解答 解：（1）3H_2（g_）+N₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.2KJ/mol，反應是氣體體積減小的放熱反應，熵變減小，此反應是一個熵減的反應，△H＜0，△S＜0，滿足△H-T△S＜0；需要在低溫下反應自發(fā)進行，
故答案為：熵減；較低；
（2）在一定溫度下，在2L的密閉容器中加入2mol N₂ 和2mol H₂，發(fā)生3H_2（g_）+N₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.2KJ/mol，反應進行到5min時達到平衡，測得容器中NH₃物質的量為1.2mol，結合化學平衡三行計算列式計算平衡常數，
                           3H_2（g_）+N₂（g）?2NH₃（g）
起始量（mol/L）   1             1               0
變化量（mol/L）   0.9         0.3            0.6
平衡量（mol/L）  0.1          0.7            0.6
K=$\frac{0．{6}^{2}}{0．{1}^{3}×0.7}$=514.3
在平衡后，保持原溫度不變，把容器的體積壓縮到1L，Qc=$\frac{1．{2}^{2}}{0．{2}^{3}×1.4}$=128.57＜K，反應正向進行，
                         3H_2（g_）+N₂（g）?2NH₃（g）
起始量（mol/L）  0.2          1.4              1.2
變化量（mol/L）  3x            x                2x
平衡量（mol/L）  0.2-3x    1.4-x           1.2+2x
x=0.8
此時新平衡體系中N₂的體積分數=$\frac{1.4-0.8}{0.2-3×0.8+1.4-0.8+1.2+2×0.8}$×100%=50%，
故答案為：514.3；50%；
（3）在合成氨工業(yè)生產時，下列措施中能提高單位時間氨氣產量，需要提高反應速率、平衡正向進行等，
A．從反應混合氣中不斷分離出氨氣來，平衡正向進行，單位時間氨氣產量增大，故A正確；
B．在一定的范圍內，增大反應體系的壓強，平衡正向進行，氨氣單位時間產量增加，故B正確；
C．使用鐵觸媒催化劑加快反應速率，增加單位時間內氨氣的生成量，故C正確；
D．增加反應物的用量，平衡正向進行，反應速率加快，增大單位時間內氨氣的產量，故D正確；
故答案為：ABCD；
（4）①把N₂通入一極，把H₂通入另一極（電極都是惰性材料），電解質是稀硫酸，不斷進行反應，就可以得到銨鹽，依據氧化還原反應可知，通入氮氣的一端為正極得到電子發(fā)生還原反應，在酸性溶液中生成銨根離子，電極反應為：N₂+8H⁺+6e^-=2 NH₄⁺，通入氫氣的一端為負極失電子發(fā)生氧化反應在酸性溶液中生成氫離子，
故答案為：負；N₂+8H⁺+6e^-=2 NH₄⁺；
②B₁為硫酸銨溶液，銨根離子呢大于硫酸根離子，銨根離子水解溶液顯酸性，溶液中離子濃度大到小的順序是c（NH₄⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（H⁺）＞c（OH^-），
故答案為：c（NH₄⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；

點評 本題考查了反應蒸發(fā)進行的判斷依據、化學平衡常數的計算分析、影響反應速率和平衡的因素、原電池原理和電極反應書寫、電解質溶液中離子濃度大小比較等知識點，掌握經常是解題關鍵，題目難度中等．