Question

发展储氢技术是氢氧燃料电池推广应用的关键．研究表明液氨是一种良好的储氢物质，其储氢容量可达17.6% （质量分数）．液氨气化后分解产生的氢气可作为燃料供给氢氧燃料电池．氨气分解反应的热化学方程式如下：2NH₃（g）?N₂ （g）+3H₂（g）△H=+92.4kJ?mol^-1
请回答下列问题：
（1）氨气自发分解的反应条件是

 

．（填“高温”、“低温”或“任何条件下”）
（2）已知：2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（g）△H=-483.6kJ?mol^-1
NH₃（l）?NH₃（g）△H=+23.4kJ?mol^-1
则，反应4NH₃（l）+3O₂（g）=2N₂（g）+6H₂O（g）的△H=

 

．
（3）研究表明金属催化剂可加速氨气的分解．图1为某温度下等质量的不同金属分别催化等浓度氨气分解生成氢气的初始速率．
①不同催化剂存在下，氨气分解反应的活化能最大的是

 

（填写催化剂的化学式）．
②恒温（T₁）恒容时，用Ni催化分解初始浓度为c₀的氨气，并实时监测分解过程中氨气的浓度．计算后得氨气的转化率α（NH₃）随时间t变化的关系曲线（见图2）．请在图2中画出：在温度为T₁，Ru催化分解初始浓度为c₀的氨气过程中α（NH₃） 随t变化的总趋势曲线（标注Ru-T₁）．

③如果将反应温度提高到T₂，请在图2中再添加一条Ru催化分解初始浓度为c₀的氨气过程中α（NH₃）～t的总趋势曲线（标注Ru-T₂）
（4）用Pt电极对液氨进行电解也可产生H₂和N₂．阴极的电极反应式是

 

．（已知：液氨中2NH₃（l）?NH₂^-+NH₄⁺）

Answer 1

考点：用盖斯定律进行有关反应热的计算,电解原理

专题：化学反应中的能量变化,电化学专题

分析：（1）化学反应能否自发进行，取决于焓变和熵变的综合判据，当△G=△H-T?△S＜0时，反应能自发进行据此解答；
（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
由盖斯定律：2×①+3×②+4×③得到反应4NH₃（l）+3O₂（g）=2N₂（g）+6H₂O（g），据此计算反应热；
（3）①反应的活化能越高，则反应中活化分子数越少，反应速率越慢；
②Ru催化分解初始浓度为c₀的氨气，平衡时α（NH₃）不变，反应速率加快，到达平衡所用时间比Ni催化时要短；
③将反应温度提高到T₂，反应速率加快，氨气的分解反应为吸热反应，升高温度，平衡正向移动；
（4）电解时阴极发生得电子的氧化反应，液氨失电子生成氢气和NH₂^-．

解答： 解：（1）已知：2NH₃（g）?N₂ （g）+3H₂（g）△H=+92.4kJ?mol^-1，反应后气体的物质的量增大，则△S＞0，而且△H＞0，若要使△H-T?△S＜0，则需在较高温度下，故答案为：高温；
（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
由盖斯定律：2×①+3×②+4×③得到反应4NH₃（l）+3O₂（g）=2N₂（g）+6H₂O（g）△H=92.4×2+（-483.6）×3+23.4×4=-1172.4kJ?mol^-1，
故答案为：-1172.4kJ?mol^-1；
（3）①反应的活化能越高，则反应中活化分子数越少，反应速率越慢，则氨气的分解速率最慢的反应中，氨气分解反应的活化能最大，即当Fe作催化剂时活化能最大；
故答案为：Fe；
②Ru催化分解初始浓度为c₀的氨气，平衡时α（NH₃）不变，与Ni作催化剂相同，但是反应速率加快，到达平衡所用时间比Ni催化时要短，则图象为；
故答案为：；
③将反应温度提高到T₂，反应速率加快，到达平衡所用时间缩短，氨气的分解反应为吸热反应，升高温度，平衡正向移动，氨气的转化率增大，则T₂温度时Ru催化分解初始浓度为c₀的氨气过程中α（NH₃）～t的总趋势曲线为；
故答案为：；
（4）电解时阴极发生得电子的氧化反应，在阴极液氨失电子生成氢气和NH₂^-，则电极方程式为：2NH₃+2e^-=H₂+2NH₂^-；
故答案为：2NH₃+2e^-=H₂+2NH₂^-．

点评：本题考查了反应自发性的判断、盖斯定律的应用、影响平衡和速率的因素、电解原理的应用等，题目涉及的知识点较多，侧重于基础知识的综合应用的考查，题目难度中等，考查了学生的分析能力、对知识的应用能力和画图能力．