硝酸工业的基础是氨的催化氧化，在催化剂作用下发生如下反应：① 4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g)    △H =" —905" kJ/mo

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硝酸工业的基础是氨的催化氧化，在催化剂作用下发生如下反应：① 4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g)    △H =" —905" kJ/mo

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硝酸工业的基础是氨的催化氧化，在催化剂作用下发生如下反应：
① 4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g)    △H =" —905" kJ/mol    ①主反应
② 4NH3(g)+3O2(g)2N2(g)+6H2O(g)     △H =" —1268" kJ/mol   ②副反应
有关物质产率与温度的关系如甲图。

（1）由反应①②可知反应⑤N2(g) + O2(g)2NO(g)的反应热ΔH=     
（2）由图甲可知工业上氨催化氧化生成 NO时，反应温度最好控制在     
（3）用Fe3O4制备Fe（NO3）3溶液时，需加过量的稀硝酸，原因一：将Fe4O3中的Fe2+全部转化为Fe3+，
原因二：     （用文字和离子方程式说明）。
（4）将NH3通入NaClO溶液中，可生成N2H4，则反应的离子方程式为     。
（5）依据反应②可以设计成直接供氨式碱性燃料电池（如乙图所示），则图中A为     （填“正极”或“负极”），电极方程式为     
答案
（12分）（每空2分）
（1） +181.5 kJ/mol    
（2） 780℃~840℃
（3） 抑制Fe3+的水解；Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+
（4） 2NH3+ClO—=N2H4+Cl—+H2O 
（5） 负极      2NH3—6e—+6OH—=N2+6H2O
解析

试题分析：（1）由盖斯定律，（①-②）×1/2可得N2（g）+O2（g）2NO（g），故△H=1/2×（1）由盖斯定律，（①-②）×1/2可得N2（g）+O2（g）2NO（g），故△H="+181.5" kJ·mol－1，
故答案为：+181.5 kJ·mol－1；
（2）从图象可以看在，反应温度在780～840℃，NO的产率最大，故选择780～840℃，
故答案为：780～840℃；
（3）溶液中铁离子水解Fe3＋+3H2OFe（OH）3+3H＋，过量的硝酸抑制Fe3＋的水解，
故答案为：溶液中铁离子水解Fe3＋+3H2OFe（OH）3+3H＋，过量的硝酸抑制Fe3＋的水解；
（4）NH3通入NaClO溶液中，生成N2H4，N元素的化合价升高，故Cl元素的化合价应降低，有氯离子生成，根据元素守恒与电荷守恒可知，还有水生成，配平后离子方程式为：2NH3+ClO－=N2H4+Cl－+H2O，
故答案为：2NH3+ClO－=N2H4+Cl－+H2O；
（5）由图可知，A极通入的为氨气，发生氧化反应，为负极，氨气在碱性条件下放电生成氮气与水，电极反应式为：2NH3-6e－+6OH－=N2+6H2O，
故答案为：负极；2NH3-6e－+6OH－=N2+6H2O．
举一反三
化学反应变化过程及结果的研究。按要求回答问题：
（1）关于反应过程中能量变化的研究：

则：2CO（g）+O2（g）=2CO2（g）△H=                      kJ·mol-1。
（2）关于反应速率和限度的研究：
工业生产尿素的原理是以NH3和CO2为原料合成尿素[CO(NH2)2]，反应的化学方程式为：
2NH3 (g)+ CO2 (g) CO(NH2)2 (l) + H2O (l)，该反应的平衡常数（K）和温度（T / ℃）关系如下：
T / ℃
165
175
185
195
K
111.9
74.1
50.6
34.8
 
①焓变ΔH  _______0 （填“>”、“<”或“=”）。
②在一定温度和压强下，若原料气中的NH3和CO2的物质的量之比（氨碳比），下图（1）是氨碳比（x）与CO2平衡转化率（α）的关系。α随着x增大而增大的原因是                    。

③上图中的B点处，NH3的平衡转化率为              。
（3）关于电化学的研究：
铝是日常生活中用途最多的金属元素，下图为Al-AgO电池的构造简图，电解质溶液为NaOH，它可用作水下动力电源，该电池中铝电极反应式为                             。用该电池电解尿素[CO(NH2)2]的碱性溶液制氢的装置示意图如下图（电解池中隔膜仅阻止气体通过，阴、阳极均为惰性电极）。电解时，阳极的电极反应式为                         。
   
（4）关于电离平衡的研究：
人体血液里存在重要的酸碱平衡：，使人体血液pH保持在7.35～7.45，否则就会发生酸中毒或碱中毒。其pH随c(HCO3-)∶c(H2CO3)变化关系如下表：
c(HCO3-)∶c(H2CO3)
1.0
17.8
20.0
22.4
pH
6.10
7.35
7.40
7.45
 
试回答：
正常人体血液中，HCO3-的水解程度       电离程度（填“大于”、“小于”、“等于”）；
②人体血液酸中毒时，可注射缓解        （填选项）；
A．NaOH溶液   B．NaHCO3溶液    C．NaCl溶液    D．Na2SO4溶液
③ pH=7.00的血液中，c(H2CO3)       c(HCO3－) （填“<”、“>”、“＝”）
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氨是一种重要的化工产品，是氮肥工业、有机合成工业以及制造硝酸、铵盐和纯碱的原料，也是一种常用的制冷剂。
(1) 实验室制备氨气的化学反应方程式为_________。
(2) 工业合成氨的反应方程式为：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) △H。下图I是合成氨反应的能量与反应过程相关图（未使用催化剂）；图D是合成気反应在2L容器中、相同投料情况下、其它条件都不变时，某一反应条件的改变对反应的影响图。

下列说法正确的是_______。
A．ΔH＝－92.4kJ/mol
B．使用催化剂会使E1的数值增大
C．为了提高转化率，工业生产中反应的浓度越低越好
D．图II是不同压强下反应体系中氨的物质的量与反应时间关系图，且PA<PB
E.图II是不同温度下反应体系中氨的物质的量与反应时间关系图，且TA>TB；
F.该反应的平銜常数KA<KB
G.在曲线A条件下，反应从开始到平衡，消耗N2的平均速率为mol/(L·min)
(3) —定温度下，向一个容积为2 L的密闭容器中通入2 mol N2和7 mol H2，达到平衡时测得容器的压强为起始时的倍，则此温度下的平衡常数为_______。在同一温度，同一容器中，将起始物质改为amol N2  b molH2   c mol NH3 (a,b,c均不为零）欲使平衡混合物中各物质的质量与原平衡相同，则a,b,c满足的关系为_____________(用含a,b,c的表达式表示），且欲使反应在起始时向逆反应方向进行，c的取值范围是_______
(4)已知H2(g)的燃烧热为285.8 kJ/mol，试写出表示NH3(g)燃烧热的热化学反应方程式_____。以氨气为燃料可以设计制氨燃料电池（电极材料均为惰性电极,KOH溶液作电解质溶液）该电池负极电极反应式为_______经測定，该电作过程中每放出1molN2实际提供460kJ的电能，则该燃料电池的实际效率为_____(燃料电池的实标效率是指电池实际提供的电能占燃料电池反应所能释放出的全部能量的百分数)
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铁元素是重要的金属元素，单质铁在工业和生活中使用得最为广泛。铁还有很多重要的化合物及其化学反应。如铁与水反应：3Fe(s)＋4H2O(g)＝Fe3O4(s)＋4H2(g)   △H
(1)上述反应的平衡常数表达式K＝_______。
(2) 已知：①3Fe(s)＋2O2(g)＝Fe3O4(s)  △H1＝－1118.4kJ/mol
②2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g)  △H2＝－483.8kJ/mol
③2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l)  △H3＝－571.8kJ/mol
则△H＝_______。
(3)在t0C时,该反应的平衡常数K＝16，在2L恒温恒容密闭容器甲和乙中,分别按下表所示加入物质，反应经过一段时间后达到平衡。
 
Fe
H2O（g）
Fe3O4
H2
甲/mol
1.0
1.0
1.0
1.0
乙/mol
1.0
1.5
1.0
1.0
 
①甲容器中H2O的平衡转化率为_______ (结果保留一位小数)。
②下列说法正确的是_______ (填编号)
A.若容器压强恒定，则反应达到平衡状态
B.若容器内气体密度恒定，则反应达到平衡状态
C.甲容器中H2O的平衡转化率大于乙容器中H2O的平衡转化率
D.增加Fe3O4就能提高H2O的转化率
(4)若将(3)中装置改为恒容绝热(不与外界交换能量)装置，按下表充入起始物质，起始时与平衡后的各物质的量见表：
 
Fe
H2O（g）
Fe3O4
H2
起始/mol
3.0
4.0
0
0
平衡/mol
m
n
p
q
 
若在达平衡后的装置中继续加入A、B、C三种状况下的各物质，见表：
 
Fe
H2O（g）
Fe3O4
H2
A/mol
3.0
4.0
0
0
B/mol
0
0
1
4
C/mol
m
n
p
q
 
当上述可逆反应再一次达到平衡状态后,上述各装置中H2的百分含量按由大到小的顺序排列的关系是
________(用A、B、C表示）。
(5)已知Fe(OH)3的Ksp＝2.79×10－39，而FeCl3溶液总是显示较强的酸性，若某FeCl3溶液的pH为3,则该溶液中c(Fe3+)＝________mol • L-1 (结果保留3位有效数字)
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生产甲醇的原料CO、H2可由下列反应制取：CH4（g）+H2O（g） CO（g）+3H2（g），试回答下列问题。
（1）已知：① CH4（g）+3/2 O2（g） CO（g）+2H2O（g）△Hl；
② H2（g）+1/2 O2（g） H2O（g） △H2，
则CH4（g）+ H2O（g）CO（g）+3H2（g）的△H＝____     （用含△H1，△H2的式子表示）
（2）一定条件下反应CH4（g）+H2O（g）CO（g）+3H2（g）中CH4的平衡转化率与温度、压强的关系如图，且T2>T1， 则上述反应的△H____    0（填“<”、“>”、“=”，下同），A、B处对应平衡常数（KA、KB）的大小关系为KA____       KB

（3）维持温度T2，将0.04 mol CH4和0.04mol H2O（g）通入容积为1L的定容密闭容器中发生反应，平衡时达到B点，测得CH4的转化率为50%,该反应在此温度下的平衡常数KB=____  ，下列现象能说明该反应已经达到平衡状态的是_    ___
a．容器内CH4、H2O、CO、H2的物质的量之比为1：1：1：3
b．容器的密度恒定
c．容器的压强恒定
d．3υ正（CO）＝υ逆（（H2）
（4）在上述B点平衡基础上，向容器中再通入amol CH4和a mol H2O气体，使之在C点重新达平衡，此时测得CO有0.03mol，则a=____         。
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煤的气化是高效、清洁地利用煤炭的重要途径之一。
(1)在250C 101kPa时，H2与O2化合生成1mol H2O(g)放出241.8kJ的热量，其热化学方程式为
___________
又知: ①C(s)＋O2(g)═CO2(g) △H＝－393.5kJ/mol
②CO(g)＋O2(g)═CO2(g) △H＝－283.0kJ/mol
焦炭与水蒸气反应是将固体煤变为气体燃料的方法，C(s)＋H2O(g)═CO(g)＋H2(g) △H=____kJ/mol
(2) CO可以与H2O(g)进一步发生反应: CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g) △H＜0在恒容密闭容器中，起始时n(H2O)=0.20mol，n(CO)＝0.10 mol,在8000C时达到平衡状态，K＝1.0，则平衡时，容器中CO的转化率是_____________(计算结果保留一位小数)。
(3) 工业上从煤气化后的混合物中分离出H2，进行氨的合成，已知反应反应N2(g)＋3H2(g2NH3(g)（△H＜0）在等容条件下进行，改变其他反应条件，在I、II、III阶段体系中各物质浓度随时间变化的曲线如下图所示：

①N2的平均反应速率v1(N2)、vII(N2)、vIII(N2)从大到小排列次序为________；
②由第一次平衡到第二次平衡，平衡移动的方向 是________，采取的措施是________。
③比较第II阶段反应温度(T2)和第III阶段反应速度（T3)的高低：T2________T3填“〉、=、<”判断的理由是________________。
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