Question

7．氨和肼（N₂H₄）既是工业原料，又是重要的化工产品，工业上由氨生产硝酸的工艺流程如图：

（1）肼（N₂H₄）中氮元素的化合价为-2
（2）实验室久置的浓硝酸发黄，请用化学方程式表示其原理4HNO₃=O₂↑+4NO₂↑+2H₂O．
（3）肼在一定条件下可发生分解反应：3N₂H₄（g）?N₂（g）+4NH₃（g），己知断裂Imol N-H、N-N、N≡N分别需要吸收能量390.8kJ、193kJ、946kJ．则该反应的反应热△H=-367kJ/mol．
（4）某化学兴趣小组模拟NH₃的合成，
①在其它条件不变的情况下，改变n（H₂）/n（N₂）投料比与平衡时NH₃的体积分数的关系如图1所示，则当$\frac{n（{H}_{2}）}{n（{N}_{2}）}$投料比为4时，达平衡后NH₃的体积分数可能是图中的点D（填“D”“E”或“F”）．

②现有容积为1L的甲乙两个恒温恒容密闭容器，向甲中加入2mol N₂和6mol H₂气体后发生如下反应：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-a kJ•mol^-1，反应达到平衡状态时生成2mol NH₃，放出热量Q₁kJ；乙中加入2molNH₃，反应达到平衡时，吸收热量Q₂kJ，则Q₁与Q₂的相互关系正确的是C．
A．Q₁+Q₂=a   B．Q₁+2Q₂＜2a   C．Q₁+2Q₂＞2a   D．Q₁+Q₂＜a
（5）氨在氧化炉主要有以下两个反应：
a  4NH₃（g）+5O₂（g）?4NO（g）+6H₂O（g）△H=-905.5kJ/mol
b  4NH₃（g）+3O₂（g）?2N₂（g）+6H₂O（g）△H=-1267kJ/mol
①一定温度下，在2L的密闭容器中充入$\frac{10}{3}$mol NH₃与3mol O₂发生反应b，达到平衡后测得容器中NH₃的物质的量为2mol，则反应b的化学平衡常数K=$\frac{1}{9}$mol/L．
②一定温度下，在氧化炉中通入10molNH₃发生反应 a，测得体系向外界释放2000kJ热量，则此时氨气的转化率为88.35%（结果保留两位小数）．
 ③测得温度对NO、N₂产率的影响如图2所示，下列说法错误的是A、B．
A．升高温度，反应 a和b的平衡常数均增大
B.840℃后升高温度，反应a的正反应速率减小，反应b的正反应速率增大
C.900℃后，NO产率下降的主要原因是反应a平衡逆向移动
D.800℃左右时，氨的催化氧化主要按照反应a 进行．

Answer 1

分析 （1）根据物质呈电中性的原理计算N的化合价；
（2）实验室久置的浓硝酸发黄，是由于浓硝酸分解产生NO₂，溶于硝酸导致，也产生O₂，据此写出反应的方程式；
（3）根据盖斯定律，反应的焓变△H=反应物总键能-生成物总键能，据此计算；
（4）①合成氨的反应为：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g），根据图1，改变物料比$\frac{n（{H}_{2}）}{n（{N}_{2}）}$与平衡的NH₃体积分数的关系，当物料比按化学计量比投入时，产生NH₃的量最大，反应物的转化率最高，据此判断；
②恒温恒容密闭容器中发生反应：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g），反应为放热反应，根据化学平衡移动和平衡常数分析；
（5）①反应b为4NH₃（g）+3O₂（g）?2N₂（g）+6H₂O（g），该反应的平衡常数为K=$\frac{{c}^{6}（{H}_{2}O）{c}^{2}（{N}_{2}）}{{c}^{3}（{O}_{2}）{c}^{4}（N{H}_{3}）}$，代入平衡时各组分的浓度计算；
②反应a为4NH₃（g）+5O₂（g）?4NO（g）+6H₂O（g），根据反应的方程式和焓变计算反应过程中NH₃转化的量△n，则NH₃的平衡转化率为$α=\frac{△n}{{n}_{总}}×100%$，据此计算；
③A．根据图2分析，升高温度，两个反应中的反应物产率并不是单纯地增大，据此判断平衡常数的变化；
B．升高温度，无论是对正反应速率，还是对逆反应速率，都是增大的；
C.900℃后，NO产率，可知对于反应a，化学平衡向逆反应方向移动；
D.800℃左右，根据图2，此时NO的产率最高，可知反应主要按反应a进行．

解答 解：（1）根据物质呈电中性的原理，肼（N₂H₄）中，H呈+1价，则N的化合价为-2价，
故答案为：-2；
（2）实验室久置的浓硝酸发黄，是由于浓硝酸分解产生NO₂，溶于硝酸导致，也产生O₂，则其原理为：4HNO₃=O₂↑+4NO₂↑+2H₂O，
故答案为：4HNO₃=O₂↑+4NO₂↑+2H₂O；
（3）根据盖斯定律，反应的焓变△H=反应物总键能-生成物总键能，因此该反应的焓变△H=3[E（N-N）+4E（N-H）]-E（N≡N）-4×3E（N-H）=-367kJ/mol，
故答案为：-367；
（4）①合成氨的反应为：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g），根据图1，改变物料比$\frac{n（{H}_{2}）}{n（{N}_{2}）}$与平衡的NH₃体积分数的关系，当物料比按化学计量比投入时，产生NH₃的量最大，反应物的转化率最高，所以C处的转化率最高，当物料比为4时 转化率要减少，故应为D点，故答案为：D；
②恒温恒容密闭容器中发生反应：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g），反应为放热反应，向甲中加入2mol N₂和6mol H₂气体后发生反应，反应达到平衡状态时生成2mol NH₃，放出热量Q₁kJ，反应转化了1molN₂，3molH₂，2molNH₃，则Q₁=a，故A，D均错，平衡时各组分浓度为c（N₂）=$\frac{2-1}{1}$=1mol/L，c（H₂）=$\frac{6-3}{1}$=3mol/L，c（NH₃）=$\frac{2}{1}$=2mol/L，则反应的平衡常数为K=$\frac{{c}^{2}（N{H}_{3}）}{{c}^{3}（{H}_{2}）c（{N}_{2}）}$=$\frac{（2mol/L）^{2}}{（3mol/L）^{3}×（1mol/L）}$=$\frac{4}{27}$L²/mol²，
温度不变，则平衡常数不变，乙中加入2molNH₃，设反应生成了xmolN₂，根据反应方程式，则平衡时各组分的浓度为c（N₂）=xmol/L，c（H₂）=3xmol/L，c（NH₃）=（2-2x）mol/L，则有K=$\frac{（2-2x）^{2}}{（3x）^{3}•x}$═$\frac{4}{27}$，可得x=$\frac{-1+\sqrt{5}}{2}$＜1，可见乙容器中，反应达到平衡时，Q₂＜a，但x=$\frac{\sqrt{5}-1}{2}＞\frac{1}{2}$，因此Q₂$＞\frac{1}{2}$a，则Q₁+2Q₂$＞a+\frac{1}{2}a×2=2a$，故C正确，B错误，
故答案为：C；
（5））①反应b为4NH₃（g）+3O₂（g）?2N₂（g）+6H₂O（g），该反应的平衡常数为K=$\frac{{c}^{6}（{H}_{2}O）{c}^{2}（{N}_{2}）}{{c}^{3}（{O}_{2}）{c}^{4}（N{H}_{3}）}$，一定温度下，在2L的密闭容器中充入$\frac{10}{3}$mol NH₃与3mol O₂发生反应b，达到平衡后测得容器中NH₃的物质的量为2mol，则平衡时，容器中各组分的物质的量浓度为c（NH₃）=$\frac{2}{2}$=1mol/L，c（O₂）=$\frac{3-1}{2}$=1mol/L，c（N₂）=$\frac{\frac{2}{3}}{2}$=$\frac{1}{3}$mol/L，c（H₂O）=$\frac{2}{2}$=1mol/L，则反应b的化学平衡常数K=$\frac{（1mol/L）^{6}×（\frac{1}{3}mol/L）^{2}}{（1mol/L）^{3}×（1mol/L）^{4}}$=$\frac{1}{9}$mol/L，
故答案为：$\frac{1}{9}$mol/L；
②反应a为4NH₃（g）+5O₂（g）?4NO（g）+6H₂O（g），一定温度下，在氧化炉中通入10molNH₃发生反应 a，测得体系向外界释放2000kJ热量，已知a反应的焓变为△H=-905.5kJ/mol，表明当4molNH₃完全参加反应时，反应放出热量为905.5kJ，因此当反应向外界释放2000kJ能量时，转化的NH₃的物质的量为△n=$4×\frac{2000}{905.5}$mol，则NH₃的平衡转化率为α=$\frac{△n}{{n}_{总}}×100%$=88.35%
故答案为：88.35%；
③A．根据图2分析，升高温度，两个反应中的反应物产率并不是单纯地增大，因此平衡常数也不是单纯地随着温度升高而增大，故A错误；
B．升高温度，无论是对正反应速率，还是对逆反应速率，都是增大的，故B错误；
C.900℃后，NO产率，可知对于反应a，化学平衡向逆反应方向移动，故C正确；
D.800℃左右，根据图2，此时NO的产率最高，可知反应主要按反应a进行，故D正确．
故选AB．

点评 本题主要考察化学原理知识，包含氮族元素的性质，盖斯定律的应用，化学平衡的移动，根据反应方程式的计算，化学平衡常数的计算和应用，题目涉及的知识点较多，考查运用化学知识综合分析问题的能力，题目难度中等．