Question

發(fā)展儲氫技術是氫氧燃料電池推廣應用的關鍵．研究表明液氨是一種良好的儲氫物質，其儲氫容量可達17.6% （質量分數(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．氨氣分解反應的熱化學方程式如下：2NH₃（g）?N₂（g）+3H₂（g）△H=92.4kJ?mol^-1
請回答下列問題：
（1）氨氣自發(fā)分解的反應條件是

 

．
（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，氨氣分解反應的活化能最大的是

 

（填寫催化劑的化學式）．
②恒溫（T₁）恒容時，用Ni催化分解初始濃度為c₀的氨氣，并實時監(jiān)測分解過程中氨氣的濃度．計算后得氨氣的轉化率α（NH₃）隨時間t變化的關系曲線（如圖2）．請在圖2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變化的總趨勢曲線（標注Ru-T₁）．
③如果將反應溫度提高到T₂，請如圖2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的總趨勢曲線（標注Ru-T₂）
④假設Ru催化下溫度為T₁時氨氣分解的平衡轉化率為40%，則該溫度下此分解反應的平衡常數(shù)K與c₀的關系式是：K=

 

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

 

；陽極的電極反應式是

 

．（已知：液氨中2NH₃（l）?NH₂^-+NH₄⁺）

Answer 1

考點：探究濃度、催化劑對化學平衡的影響,用蓋斯定律進行有關反應熱的計算,電解原理

專題：

分析：（1）化學反應能否自發(fā)進行，取決于焓變和熵變的綜合判據(jù)，當△G=△H-T?△S＜0時，反應能自發(fā)進行據(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4NH₃（l）+3O₂（g）=2N₂（g）+6H₂O（g），據(jù)此計算反應熱；
（3）①反應的活化能越高，則反應中活化分子數(shù)越少，反應速率越慢；
②Ru催化分解初始濃度為c₀的氨氣，平衡時α（NH₃）不變，反應速率加快，到達平衡所用時間比Ni催化時要短；
③將反應溫度提高到T₂，反應速率加快，氨氣的分解反應為吸熱反應，升高溫度，平衡正向移動；
④先求出各自的平衡濃度，然后根據(jù)平衡常數(shù)的概念來回答；
（4）電解時陰極發(fā)生得電子的還原反應，液氨失電子生成氫氣和NH₂^-，陽極發(fā)生失去電子的氧化反應．

解答： 解：（1）已知：2NH₃（g）?N₂ （g）+3H₂（g）△H=+92.4kJ?mol^-1，反應后氣體的物質的量增大，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反應的活化能越高，則反應中活化分子數(shù)越少，反應速率越慢，則氨氣的分解速率最慢的反應中，氨氣分解反應的活化能最大，即當Fe作催化劑時活化能最大；
故答案為：Fe；
②Ru催化分解初始濃度為c₀的氨氣，平衡時α（NH₃）不變，與Ni作催化劑相同，但是反應速率加快，到達平衡所用時間比Ni催化時要短，則圖象為，故答案為：；
③將反應溫度提高到T₂，反應速率加快，到達平衡所用時間縮短，氨氣的分解反應為吸熱反應，升高溫度，平衡正向移動，氨氣的轉化率增大，則T₂溫度時Ru催化分解初始濃度為c₀的氨氣過程中α（NH₃）～t的總趨勢曲線為總趨勢曲線（標注Ru-T₂）為，
故答案為：[總趨勢曲線（標注Ru-T₂）]；
④平衡時氮氣、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）電解時陰極發(fā)生得電子的還原反應，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^-；陽極發(fā)生失去電子的氧化反應，在陽極液氨得到電子，電極反應式為：2NH₃-6e^-=N₂+6H⁺，
故答案為：2NH₃+2e^-=H₂+2NH₂^-；2NH₃-6e^-=N₂+6H⁺．

點評：本題考查了反應自發(fā)性的判斷、蓋斯定律的應用、影響平衡和速率的因素、電解原理的應用等，題目涉及的知識點較多，側重于基礎知識的綜合應用的考查，題目難度中等，考查了學生的分析能力、對知識的應用能力和畫圖能力．