- 走进化学工业
- 共2781题
有关合成氨工业的说法中，正确的是（ ）
正确答案
解析
解：A、虽然反应出来的混合气体NH3比较低，但原料循环使用，连续化生产，所以生产氨的工厂效率不低，故A错误．
B、由于氨易液化，可以抽出氨气，使平衡正移，提高原料转化率，而且N2、H2是循环使用，所以总体来说氨的生产率很高，故B正确；
C、合成氨是放热反应，所以低温有利，但反应速率跟温度有关，温度越高速率越大，所以温度是取在既保证一定速率，又保证反应尽量向正反应移动，同时还要确保催化剂活性，因为催化剂活性跟温度关系极大．一般合成氨反应500℃是保证催化活性最大，不是为了使化学平衡向正反应方向移动，故C错误．
D、合成氨的反应是分子数减小的反应，高压有利于向正反应方向移动，且能提高正反应速率，跟催化剂无关，故D错误；
故选B．
（1）工业上合成氨的反应方程式为______，反应是在______中进行，该设备的出口处的气体是______（填写分子式）．
（2）纯水中含有10电子的粒子有______种．
（3）向氢氧化钠溶液中逐渐加入盐酸至中性的过程中，水的电离程度______（填增大、减小、不变）．
（4）将1mol/L的氯化铁溶液和3mol/L的硫氰化钾溶液等体积混合，所得溶液中K+的物质的量浓度为______mol/L．
（5）用润湿的pH试纸测得的0.01mol/LNaOH溶液的pH______12（填＜、＞、=）．
正确答案
N2+3H2
合成塔
N2、H2、NH3
3
增大
1.5
＜
解析
解：（1）工业合成氨的反应是可逆反应，不能进行到底，即最终得到的反应体系中既有反应物又有生成物，该反应需要一定的温度、压强和催化剂．
因此，合成氨的反应方程式为：N2+3H2
故答案为：N2+3H2
（2）水的电离方程式为：H2O⇌OH-+H+，其中H+要与H2O结合成H3O+，纯水中含有10个电子的微粒有H2O、OH-、H3O+，即共有3种．故答案为：3；
（3）水的电离方程式为：H2O⇌OH-+H+，加酸、加碱都抑制水的电离，中性条件下水的电离程度最大（水解除外），向氢氧化钠溶液中加盐酸至中性，水的电离程度要由小变大，即增大．故答案为：增大；
（4）两溶液混合后，Fe3+要与SCN-发生反应，而K+本身不参与反应，其物质的量不变，设溶液体积为1L，则混合液中c（K+）=1L×3mol/L/（1L+1L）=1.5mol/L．故答案为：1.5；
（5）0.01mol/LNaOH溶液的pH为12，测定溶液的pH时，所用pH试纸不能用水湿润，否则，将会把NaOH溶液稀释，其pH将会变小，即小于12．故答案为：＜．
下列有关工业生产的叙述正确的是（ ）
正确答案
解析
解：A、合成氨生产过程中将NH3液化分离，即减小生成物氨气的浓度，可以使化学反应速率减慢，但是能提高N2、H2的转化率，故A错误；
B、氧化镁的熔点高，工业上是电解熔融的氯化镁制取镁，故B错误；
C、电解精炼铜时，阳极是粗铜，金属Zn、Fe等活泼金属先于金属铜失电子，阴极是铜离子的电子的过程，同一时间内，即转移电子一样的情况下，阳极溶解铜的质量比阴极析出铜的质量小，故C错误；
D、海带不溶于水，需要先煅烧为灰，再溶解，过滤除去杂质，最后用四氯化碳等有机溶剂萃取得到碘单质，故D正确．
故选D．
硝酸铵在工农业生产和国防中占有极为重要的位置，下面的流程图是硝酸铵的工业生产工艺过程．
根据图回答下列问题：（1）已知N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g）△H=-92.4 kJ/mol．请回答：①在500℃、1.01×105 kPa和铁催化条件下向一密闭容器中充入1 mol N2和3 mol H2，充分反应后，放出的热量小于92.4 kJ，理由：②为有效提高氢气的转化率，实际生产中宜采取的措施有．A．降低压强B．最适合催化剂活性的适当高温C．增大压强D．及时移出氨E．循环利用和不断补充氮气（2）氨催化氧化的化学方程式为4NH3（g）+5O2（g）⇌4NO（g）+6H2O（g）△H＜0．
该反应的化学平衡常数表达式K=______，当温度升高时，K值______（填“增大”“减小”或“无影响”）．
正确答案
解析
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=
工业合成氨与制备硝酸一般可连续生产，流程如下：
（1）工业生产时，制取氢气的一个反应为：CO+H2O（g）⇌CO2+H2．t℃时，往1L密闭容器中充入0.2mol CO和0.3mol水蒸气．反应建立平衡后，体系中c（H2）=0.12mol•L-1．该温度下此反应的平衡常数K=______（填计算结果）．
（2）合成培中发生反应N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g）△H＜0．下表为不同温度下该反应的平衡常数．由此可推知，表中T1______300℃（填“＞”、“＜”或“=”）．
（4）在上述流程图中，氧化炉中发生反应的化学方程式为______．
（5）硝酸厂的尾气含有氮的氧化物，如果不经处理直接排放将污染空气．目前科学家探索利用燃料气体中的甲烷等将氮的氧化物还原为氮气和水，反应机理为：
CH4（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
则甲烷直接将N02还原为N2的热化学方程式为：______．
（6）氨气在纯氧中燃烧，生成一种单质和水，试写出该反应的化学方程式______，科学家利用此原理，设计成氨气一氧气燃料电池，则通入氨气的电极是______ （填“正极”或“负极”）；碱性条件下，该电极发生反应的电极反应式为______．
正确答案
解析
解：（1）根据题意：CO+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
平衡时的浓度：0.08 0.18 0.12 0.12
则K=
（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＜300℃，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）氧化炉中是氨的催化氧反应，方程式为：4NH3+5O2
（5）根据题意：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=-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；
（6）氨气在纯氧中燃烧，生成氮气和水，化学方程式为：4NH3+32
在NH3、H2SO4的工业生产中，具有的共同的是（ ）
正确答案
解析
解：A．H2SO4工业上常用98.3%的浓硫酸在吸收塔中吸收SO3，而NH3是将其液化分离的氮气氢气循环利用，不需要吸收装置无需吸收塔，故A错误；
B．H2SO4工业使用的三个设备是沸腾炉、接触室、吸收塔，这其中涉及原料的循环利用，没有尾气吸收装置，故B错误；
C．工业上用氮气和氢气在高温高压催化剂的条件下合成氨，工业制硫酸铁矿石在沸腾炉中高温煅烧，二氧化硫和氧气在催化剂的作用下，加热即可，无需高压的条件，故C错误；
D．氨气用铁触媒做催化剂，制硫酸二氧化硫氧化为三氧化硫是用五氧化二钒做催化剂，在NH3、H2SO4的工业生产中都需要使用催化剂，故D正确；
故选D．
工业生产NH3、H2SO4过程中，有一些相似之处，它是（ ）
正确答案
解析
解：A．工业合成氨的原料是氮气和氢气，氮气是从空气中分离出来的，合成氨的设备为合成塔，冷凝分离设备为冷凝塔或冷凝器，从压缩机到合成塔，需热交换器对混合器进行加热，H2SO4工业使用的三个设备是沸腾炉，接触室，吸收塔，在硫酸工业生产中，为了有利于SO2的转化，且能充分利用热能，采用了中间有热交换器的接触室，故A正确；
B．工业上用氮气和氢气在高温高压催化剂的条件下合成氨，工业制硫酸铁矿石在沸腾炉中高温煅烧，二氧化硫和氧气在催化剂的作用下，加热即可，无需高压的条件，故B错误；
C．氨气用铁触媒做催化剂，制硫酸二氧化硫氧化为三氧化硫是用五氧化二钒做催化剂，故C正确；
D．NH3是将其液化分离的氮气氢气循环利用，不需要吸收装置无需吸收塔，H2SO4工业上常用98.3%的浓硫酸在吸收塔中吸收SO3，故D错误；
故选A、C．
合成氨工业对国民经济和社会发展具有重要的意义．哈伯法合成氨需要在20～50MPa的高压和500℃左右的高温下，并用铁触媒作为催化剂，氨在平衡混合物中的含量仍较少．最近英国俄勒冈大学的化学家使用了一种名为 trans一Fe（DMeOPrPE）2的新催化剂，在常温下合成氨，反应方程式可表示为N2+3H2⇌2NH3．有关说法正确的是（ ）
正确答案
解析
解：A、哈伯法合成氨和新法合成氨都是放热反应，使用催化剂不会改变反应热，故A错误；
B、题目给出信息“在常温下合成氨”，所以不需要在高温条件下，可节约大量能源，具有发展前景，故B正确；
C、任何化学反应都涉及旧键的断裂和新键的生成，故C错误；
D、新催化剂降低了反应所需要的能量，但是不改变平衡的移动，故D错误．
故选B．
合成氨反应的正反应是气体体积减小的放热反应，合成氨工业的生成流程如下：
关于合成氨工业的说法中不正确的是（ ）
正确答案
解析
解：A、混合气进行循环利用可以节约能源、提高原料的利用率，这遵循绿色化学思想，故A正确；
B、对原料气进行压缩，即增大压强，化学平衡正向移动，可以增大原料气的转化率，故B正确；
C、降低温度，反应速率减慢，为保证速率较快，催化剂的活性高，产物的产率又不低，则选择适宜的温度即可，不能在低温下进行，故C错误；
D、催化剂的特点：提高反应的速率，但是不能使平衡移动，使用催化剂可以提高反应的速率，但是不能使平衡向正反应方向移动，故D正确．
故选C．
合成氨工业的部分工艺流程如下图所示：
请你回答下列问题：
（1）已知：N2（g）+O2（g）═2NO（g）；△H=180.5kJ•mol-1
4NH3（g）+5O2（g）═4NO（g）+6H2O（g）；△H=-905kJ•mol-1
2H2（g）+O2（g）═2H2O（g）；△H=-483.6kJ•mol-1
则N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g）的△H=______．
（2）改变下列条件，能使平衡向正反应方向进行且平衡常数不变的是______．
A．增大压强 B．降低温度 C．使用催化剂 D．增大反应物的浓度
（3）在一定条件下，将2molN2与5molH2混合于一个10L的密闭容器中，反应情况如图1所示：
①求5min内的平均反应速率v（NH3）=______
②达到平衡时NH3的体积分数为______%
（4）近年来科学家提出了电解合成氨的方法：采用高质子导电性的SCY陶瓷（能传递H+）为介质，用吸附在它内外表面上的金属钯多晶薄膜做电极，实现了高转化率的电解法合成氨（装置如图2）
请回答：钯电极A是电解池的______极（填“阳”或“阴”），该极上的电极反应式是______．
正确答案
解析
解：（1）已知：①N2（g）+O2（g）=2NO（g）；△H=180.5kJ•mol-1
②4NH3（g）+5O2（g）=4NO（g）+6H2O（g）；△H=-905kJ•mol-1
③2H2（g）+O2（g）=2H2O（g）；△H=-483.6kJ•mol-1
则反应N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g）等于①+③×
故答案为：-92.4kJ•mol-1；
（2）平衡常数只受温度影响，平衡常数不变说明温度不变，所以B错误，使用催化剂只能改变反应速率，不会引起反应的移动，故C错误，根据平衡移动原理，增大压强和增大反应物的浓度均能使平衡正向移动，故答案为：AD；
（3）①设5min内生成氨气的物质的量浓度为x，则
N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g）
初始浓度：0.2 0.5 0
变化浓度：0.5x 1.5x x
平衡浓度：0.2-0.5x 0.5-1.5x x
则：根据题意x=0.2（mol/L）
所以5min内的平均反应速率v（NH3）=
②达到平衡时NH3的体积分数=
（4）根据图示信息，阳离子移向阴极，可知钯电极是阴极，阴极发生得电子的还原反应，即N2+6e-+6H+=2NH3，故答案为：阴；N2+6e-+6H+=2NH3．
大约100年前，德国化学家哈伯（F．Haber）开始研究由氮气和氢气合成氨．一种工业合成氨的简易流程图如图1如下：
（1）天然气中的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，写出再生反应的化学方程式：______．
（2）工业上可用组成为K2O•M2O3•2RO2•nH2O的无机材料纯化含某些杂质的原料氢气．
已知元素M、R均位于元素周期表中第3周期，两种元素原子的质子数之和为27．R原子核外电子有______种不同运动状态，最外层的p电子有______种自旋方向．
（3）常温下，不能与M单质发生反应的是______（填序号）
a．CuSO4溶液 b．Fe2O3c．浓硫酸 d．NaOH溶液 e．Na2CO3固体
步骤Ⅱ中制氢气原理如下：
①CH4（g）+H2O（g）⇌CO（g）+3H2（g）-206.4kJ
②CO（g）+H2O（g）⇌CO2（g）+H2（g）+41.2kJ．
（4）对于反应①，一定可以提高平衡体系中H2百分含量，又能加快反应速率的措施是______．
a．升高温度 b．增大水蒸气浓度
c．加入催化剂d．降低压强．
（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%）与H2O反应，得到1.18mol CO、CO2和H2的混合气体，则CO转化率为______．
（6）依据温度对合成氨反应的影响，在如图2坐标系中，画出一定条件下的密闭容器内，从通入原料气开始，随温度不断升高，NH3物质的量变化的曲线示意图．
正确答案
解析
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+O2
故答案为：2NH4HS+O2
（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
（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：
工业合成氨与制备硝酸一般可连续生产，流程如下：
（1）在合成氨的反应中，改变反应条件，会使平衡发生移动．如图象表示随条件改变，氨气的百分含量的变化趋势．
当横坐标为压强时，变化趋势正确的是（选填字母序号）______，
当横坐标为温度时，变化趋势正确的是（选填字母序号）______．
（2）如图所示三个容积相同的容器①、②、③，若起始温度相同，分别向三个容器中充入3mol H2和1mol N2，一定条件下反应，达到平衡时各容器中NH3物质的百分含量由大到小的顺序为______（填容器编号）
（3）氨气和氧气从145℃就开始反应，在不同温度和催化剂条件下生成不同产物（如图所示）：
4NH3+5O2⇌4NO+6H2O
4NH3+3O2⇌2N2+6H2O
温度较低时以生成______为主，温度高于900℃时，NO产率下降的原因______．吸收塔中需要补充空气的原因______．
正确答案
解析
解：（1）工业合成氨为N2+3H2
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．
工业上制取硝酸铵的流程图如下，请回答下列问题．
（1）合成氨的工业设备名称是______，设备中设置热交换器的目的是______；此生产过程中，N2与H2合成NH3所用的催化剂是______；生产中原料气必须进行脱硫，目的是______．
（2）1909年化学家哈伯在实验室首次合成了氨，2007年化学家格哈德•埃特尔在哈伯研究所证实了氢气与氮气在固体催化剂表面合成氨的反应过程，示意图如下：
●-●、○-○、
（3）吸收塔中反应为______；从生产流程看，吸收塔中需要补充空气，其原因是______．
（4）生产硝酸的过程中常会产生一些氮的氧化物，可用如下三种方法处理：
方法一：碱液吸收法：NO+NO2+2NaOH=2NaNO2+H2O；2NO2+Na2CO3=NaNO2+NaNO3+CO2；
方法二：NH3还原法：8NH3+6NO2 7N2+12H2O（NO也有类似的反应）
方法三：甲烷吸收法：CH4（g）+2NO2（g）=CO2（g）+N2（g）+2H2O（g）△H=+867kJ•mol-1（NO也有类似的反应）．
上述三种方法中方法一最大的缺点是______；方法三和方法二相比，优点是______，缺点是______．
（5）某化肥厂用NH3制备NH4NO3．已知：由NH3制NO的产率是94%、NO制HNO3的产率是89%，则制HNO3所用去的NH3的质量占总耗NH3质量（不考虑其它损耗）的______%．
正确答案
解析
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 
故答案为：54.4．
工业合成氨与制备硝酸一般可连续生产，流程如图1：
（1）工业生产时，制取氢气的一个反应为：CO+H2O（g）⇌CO2+H2t℃时，往1L密闭容器中充入0.2mol CO和0.3mol水蒸气．反应建立平衡后，体系中c（H2）=0.12mol•L-1．该温度下此反应的平衡常数K=______（填计算结果）．
（2）合成塔中发生反应N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g）；△H＜0．下表为不同温度下该反应的平衡常数．由此可推知，表中T1______573K（填“＞”、“＜”或“=”）．
（3）NH3和O2在铂系催化剂作用下从145℃就开始反应：4NH3（g）+5O2（g）⇌4NO（g）+6H2O（g）△H=-905kJ•mol-1不同温度下NO产率如图2所示．温度高于900℃时，NO产率下降的原因______．
（4）硝酸厂的尾气含有氮氧化物，如果不经处理直接排放将污染空气．目前科学家探索利用燃料气体中的甲烷等将氮氧化物还原为氮气和水，其反应机理为：
CH4（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
则甲烷直接将NO2还原为N2的热化学方程式为：______．
正确答案
解析
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=
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
所以△H=
故答案为：CH4（g）+2NO2（g）=N2（g）+CO2（g）+2H2O（g）△H=-867kJ•mol-1．
氨的原理是：N2+3H2
①X的化学式为______；
②图中条件选定的主要原因是（选填字母序号）______；
A．升高温度、增大压强均有利于氨的合成
B．铁触媒在该温度时活性大
C．工业生产受动力、材料、设备等条件的限制
③改变反应条件，会使平衡发生移动．图2表示随条件改变，氨气的百分含量的变化趋势．当横坐标为压强时，变化趋势正确的是（选填字母序号）______，当横坐标为温度时，变化趋势正确的是（选填字母序号）______．
（2）常温下氨气极易溶于水，其水溶液可以导电．
④用方程式表示氨气溶于水且显弱碱性的过程：______；
⑤氨水中水电离出的c（OH-）______ 10-7 mol•L-1（填写“＞”、“＜”或“=”）；
⑥将相同体积、相同物质的量浓度的氨水和盐酸混合后，溶液中离子浓度由大到小依次为______．
正确答案
解析
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+3H2
故答案为：BC．
③合成氨工业的原理是：N2+3H2
（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-）；
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