热门试卷

解：（1）平衡常数K==，根据反应N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g），△H=-92.44kJ/mol，可知反应是放热反应，随着温度的升高，K减小，故答案为：；减小；

（2）平衡常数K值越大，说明化学方应向右进行的彻底，反应物的转化率越高，生成物NH3的产率越大，故选AB；

（3）根据题意可知氨气的沸点是-33.42，可以将温度降低到-33.42，让氨气分离出来，氢气和氮气可以再循环利用，故答案为：-33.42；NH3；N2、H2．

解：（1）合成氨的工业设备是合成塔；合成氨的反应属于放热反应，反应过程中会放出大量的热，用热交换器可以充分利用余热，节约能源；N2与H2合成NH3所用的催化剂是铁砂网；生产中原料气必须进行脱硫可以防止催化剂中毒；

故答案为：合成塔；利用余热，节约能源；铁砂网；防止催化剂中毒；

（2）图②中两种双原子分子被吸附在催化剂表面，即N2、H2被吸附在催化剂表面；③中分子中的化学键断裂生成原子，即在催化剂表面N2、H2中的化学键断裂生成N原子和H原子；

故答案为：N2、H2被吸附在催化剂表面；在催化剂表面N2、H2中的化学键断裂；

（3）在吸收塔中二氧化氮与水反应生成硝酸和NO，通入空气，NO能被空气中的氧气氧化为二氧化氮，二氧化氮再与水反应生成硝酸，这样使NO循环利用，全部转化为硝酸，反应的化学方程式为4NO+3O2+2H2O=4HNO3；

故答案为：4NO+3O2+2H2O=4HNO3；使NO循环利用，全部转化为硝酸；

（4）方法一最大的缺点是单独的NO不能被吸收，只能与NO2一起被碱液吸收；方法三和方法二相比，优点是甲烷比氨价格便宜，节约成本；缺点是方法三的反应热为+867kJ•mol-1，耗能较高；

故答案为：单独的NO不能被吸收；甲烷比氨价格便宜；耗能高；

（5）由NH3制NO的产率是94%、NO制HNO3的产率是89%，根据氮原子守恒可知，NH3～NO～HNO3，则1mol氨气可得到硝酸1mol×94%×89%=0.8366mol，由HNO3+NH3═NH4NO3，则该反应消耗的氨气的物质的量为0.8366mol，氨气的质量之比等于物质的量之比，则制HNO3所用去的NH3的质量占总耗NH3质量的百分数为 ×100%=54.4%；即制HNO3所用去的NH3的质量占总耗NH3质量的54.4%，

故答案为：54.4．

解：①合成氨工业有下列流程：原料气制备、原料气净化和压缩、氨的合成、氨的分离，从图1生产流程知，原料气氮气和氢气，经过氨的合成、氨的分离，所以X为氨气，Y为氮气和氢气的混合气，再循环利用，故答案为：NH3；

②A．升高温度，能使反应速率加快，但该反应正反应为放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动，不利于氨的合成；增大压强，能使反应速率加快，反应也向正反应方向移动，但过高的压强，反应成本高，故A错误；

B．实际生产中采用400～500℃的高温，催化剂的催化活性最高，可以增加反应速率，缩短达到平衡的时间；故B正确；C．合成氨工业的原理是：N2+3H22NH3△H＜0，从化学平衡的角度看，温度越低，压强越大，越有利于合成氨，工业生产以经济利益最大化为目的，所以工业生产受动力、材料、设备等条件的限制，目前的生产条件为：催化剂-铁触媒，温度-400～500℃，压强-30～50MPa，故C正确；

故答案为：BC．

③合成氨工业的原理是：N2+3H22NH3△H＜0，因△H＜0，从化学平衡的角度看，正反应为放热反应，温度越低，越有利于合成氨，增加温度，平衡向逆反应方向移动，氨气的百分含量减少；正反应为体积缩小的反应，所以压强越大，越有利于合成氨，增大压强时平衡向右进行，氨气的百分含量增大，结合图象可以知道c符合要求．又因为合成氨反应是一个放热反应，可以得出随着温度的升高，平衡向氨气减少的方向移动，结合图象可以知道a符合要求；答案为：c；a；

（2）④氨气和水反应生成氨水，氨水电离生成氢氧根离子和铵根离子，方程式为：NH3+H2O⇌NH3•H2O⇌NH4++OH-，

故答案为：NH3+H2O⇌NH3•H2O⇌NH4++OH-；

⑤水电离出氢离子和氢氧根离子，氨水是弱碱，电离出电离生成氢氧根离子和铵根离子，对水的电离起抑制作用，所以水电离出的c（OH-）＜10-7 mol•L-1，故答案为：＜；

⑥将相同体积、相同物质的量浓度的氨水和盐酸混合后，反应生成氯化铵溶液，铵根离子水解，c（Cl-）＞c（NH4+），氯化铵为强酸弱碱盐，水解后溶液呈酸性，c（H+）＞c（OH-），水解极其微弱，所以c（NH4+）＞c（H+），

故答案为：c（Cl-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-）；

解：（1）工业合成氨为N2+3H22NH3 △H＜0 增大压强时平衡向右进行，氨气的百分含量增大，

因△H＜0，为放热反应，增加温度，平衡向逆反应方向移动，氨气的百分含量减少，故答案为：b，a．

（2）以②为基准，①外有隔热套，相当于在②基础上加热平衡向逆反应方向移动，氨气的百分含量减少．③是恒压状态，相当于在②基础上加压，平衡向右进行，氨气的百分含量增大．所以NH3物质的百分含量由大到小的顺序为①＜②＜③

故答案为：①＜②＜③；

（3）由图象可知在温度较低时生成氮气．温度高于900℃时，NO产率下降是因为反应4NH3+5O2⇌4NO+6H2O是放热反应，达到平衡后，升温平衡逆向进行．故产率降低．吸收塔中需要补充空气是增加反应物的浓度，使平衡向正向移动，进一步与NO反应生成硝酸．

故答案为：N2；生成NO的反应为放热反应，升高温度转化率下降；进一步与NO反应生成硝酸．

解：（1）氮元素是7号元素，原子结构示意图为，因为电子层数等于周期数，最外层电子数等于主族数，所以氮元素在周期表中的位置是第2周期ⅤA族，

故答案为：第2周期ⅤA族；；

（2）氨分子的分子式为NH3，氮与氢原子之间通过共价键结合，电子式为，故答案为：；共价键；

（3）氮气与氢气在高温高压催化剂条件下合成氨，方程式为：N2+3H22NH3；因为反应是放热反应，则反应物的总能量大于生成物的总能量，所以相同条件下“1molN2和3molH2”的能量与“2molNH3”的能量较高的是1molN2和3molH2，

故答案为：N2+3H22NH3；1molN2和3molH2．

解：（1）NH4HS的电子式是；H2S杂质常用氨水吸收，产物为NH4HS，一定条件下向NH4HS溶液中通入空气，得到单质硫并使吸收液再生，反应过程中生成一水合氨，依据原子守恒和电子守恒配平书写化学方程式为：2NH4HS+O22NH3•H2O+2S；

；NH3分子间存在氢键，所以NH3的沸点高于H2S，

故答案为：；2NH4HS+O22NH3•H2O+2S；分子间作用；

（2）硫酸氢铵中的硫氢根离子第二步电离程度Ki2=1.2×10-2，非常的大，而氯化铵是水解呈酸性，所以硫酸氢铵溶液的酸性强同浓度的氯化铵，

故答案为：硫酸氢铵；硫酸氢铵中的硫氢根离子第二步电离程度Ki2=1.2×10-2，非常的大，大于铵根离子水解产生的酸性；

（3）依据反应特征N2+3H2=2NH3 △V

                1  3   2     2

          平衡体积      V    V 

即反应前后气体体积减小为生成氨气的体积，相同条件下，气体体积比等于气体物质的量之比，图象分析可知平衡状态氨气体积含量42%，设平衡混合气体体积为100，氨气为体积42，则反应前气体体积100+42=142，氮气和氢气按照1：3混合，氮气体积=142×=35.5，依据化学方程式计算反应的氮气体积为21，平衡状态氮气为35.5-21=14.5，则氮气体积分数为14.5%；

故答案为：14.5%；

（4）合成氨的反应是放热反应，开始反应，氨气物质的量增大，达到平衡状态，继续升温，平衡逆向进行，氨气物质的量减小，画出的图象为：

，故答案为：；

（5）分析流程合成氨放热通过Ⅳ热交换器加热反应混合气体，使反应达到所需温度，提高合成氨原料总转化率，依据平衡移动原理分析，分离出氨气促进平衡正向进行，把平衡混合气体中氮气和氢气重新循环使用，提高原理利用率；

故答案为：Ⅳ；分离液氨，未反应的氮气和氢气循环使用．

解：（1）①热化学反应中的反应热为N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g）△H=-92.4 kJ/mol，因该反应为可逆反应，不能完全转化，而热化学反应中的反应热为物质完全转化时的能量变化，

故答案为：在1.01×105 kPa和298 K条件下，1 mol氮气和3 mol氢气完全反应生成2 mol氨气，放出92.4 kJ热量，该反应为可逆反应，不可能进行完全，所以放出的热量小于92.4 kJ；

　②N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g）△H=-92.4 kJ/mol，该反应正反应为体积缩小的反应，因增大反应物的浓度，减少生成物的浓度，增大压强，有利于工业合成氨反应向正反应方向移动，氢气的转化率提高，

故答案为：CDE；

（2）因平衡常数等于生成物的浓度幂之积除以反应物的浓度幂之积，所以4NH3（g）+5O2（g）⇌4NO（g）+6H2O（g）△H＜0，的化学平衡常数表达式K=；

因工业合成氨反应N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g）△H=-92.4 kJ/mol，是放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动，化学平衡常数减小，

故答案为：K=；减小；

解：（1）H2S杂质常用氨水吸收，产物为NH4HS，一定条件下向NH4HS溶液中通入空气，得到单质硫并使吸收液再生，反应过程中生成一水合氨，依据原子守恒和电子守恒配平书写化学方程式为：2NH4HS+O22NH3•H2O+2S；

故答案为：2NH4HS+O22NH3•H2O+2S↓；

（2）①M为+3价，R为+4价，均为第三周期元素，

则M为Al，R为Si，Si的质子数为14，核外有3个电子层，最外层有4个电子，Si的质子数为14，不同电子运动状态不同，最外层电子排布图为：3s23p2，所以3p轨道电子自旋方向相同，故答案为：14；一；

（3）M为Al具有还原性，能与具有氧化性的物质发生反应，如a、c，还能与d中NaOH溶液反应生成氢气，而高温下与氧化铁反应，与碳酸钠不反应，故答案为：be；

（4）反应①CH4（g）+H2O（g）⇌CO2（g）+3H2（g）△H=+206.4 kJ•mol-1，是气体体积增大的吸热反应，一定可以提高平衡体系中H2百分含量，说明平衡正向进行，又能加快反应速率，说明影响反应速率的条件可以是升温、加压、增大浓度等，分析反应特征可知反应正向进行且反应速率增大的只有升温平衡向吸热反应进行，平衡正向进行反应速率增大；

a．反应是吸热反应，升高温度，反应速率增大，平衡正向进行，平衡体系中H2百分含量增大，故a符合；

b．增大水蒸气浓度，平衡正向进行，反应速率增大，但平衡体系中H2百分含量不一定增大，故b不符合；

c．加入催化剂，改变反应速率不改变化学平衡，反应速率增大，氢气百分含量不变，故c不符合；

d．降低压强，反应速率减小，平衡逆向进行，氢气百分含量减小，故d不符合；

故选a；

（5）利用反应②，将CO进一步转化，可提高H2产量，若1mol CO和H2的混合气体（CO的体积分数为20%）中 CO为0.2mol，H2的物质的量为0.8mol，与H2O反应，得到1.18mol CO、CO2和H2的混合气体，设转化的一氧化碳的物质的量为x，则：

            CO（g）+H2O（g）⇌CO2（g）+H2（g）

起始量（mol） 0.2             0      0.8

变化量（mol） x               x      x

平衡量（mol）0.2-x            x      x+0.8

则0.2-x+x+x+0.8=1.18

x=0.18

则CO转化率为×100%=90%，故答案为：90%；

（6）合成氨的反应是放热反应，开始反应，氨气物质的量增大，达到平衡状态，继续升温，平衡逆向进行，氨气物质的量减小，画出的图象为：

；

故答案为：．

解：（1）①CO+H2O（g）⇌CO2 +H2

   初始浓度：0.2  0.3    0   0

   变化浓度：0.12  0.12  0.12 0.12

   平衡浓度：0.08  0.18  0.12  0.12

则K==1，

故答案为：1；

（2）对于放热反应，温度越高，则化学平衡逆向移动，导致平衡常数减小，所以T1＜573K，故答案为：＜；

（3）对于放热反应，温度升高，则化学平衡向逆向移动，所以氨气的产率减小，

故答案为：温度高于900℃时，平衡向左移动；

（4）根据题意，已知：①CH4（g）+4NO2（g）=4NO（g）+CO2（g）+2H2O（g）；△H=-574kJ•mol-1

CH4（g）+4NO（g）=2N2（g）+CO2（g）+2H2O（g）；△H=-1160kJ•mol-1

根据盖斯定律反应CH4（g）+2NO2（g）=N2（g）+CO2（g）+2H2O（g）可以看成是×①+×②，

所以△H=×（-574kJ•mol-1）+×（-1160kJ•mol-1）=-287kJ•mol-1-580kJ•mol-1=-867kJ•mol-1，

故答案为：CH4（g）+2NO2（g）=N2（g）+CO2（g）+2H2O（g）△H=-867kJ•mol-1．