Question

9．合成氨和制備硝酸是兩種重要的化工生產(chǎn)，四川某化工廠將合成氨與制備硝酸進行連續(xù)

生產(chǎn)．其工藝流程見圖1：
（1）由NH₃制HNO₃，第一步反應為：4NH₃（g）+5O₂（g）?4NO（g）+6H₂O（g）△H＜0，欲提高NH₃的轉(zhuǎn)化率，下列措施可行的是a．（填字母）
a．向裝置中再充入O₂      
b．加入反應的催化劑
c．升高溫度
（2）已知：N₂（g）+O₂（g）=2NO（g）△H=+180.5kJ/mol
4NH₃（g）+5O₂（g）=4NO（g）+6H₂O（g）△H=-905kJ/mol
2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（g）△H=-483.6kJ/rnol
則在該條件下，氨合成塔中所發(fā)生反應的熱化學方程式為：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.4kJ/mol；
（3）用尾氣NO₂為原料可制新型硝化劑N₂O₅，其原理：先將NO₂轉(zhuǎn)化為N₂O₄，再采用電解法制備N₂O₅，裝置如圖2所示，則電源b極是負極（填“正”“負”），生成N₂O₅電極反應式為N₂O₄+2HNO₃-2e^-=2N₂O₅+2H⁺，電解一段時間后硝酸溶液的pH值不變（填“增大”“減小”“不變”）
（4）利用ClO₂氧化氮氧化物反應過程如下：
NO$→_{反應Ⅰ}^{ClO_{2}}$NO₂$→_{反應Ⅱ}^{Na_{2}SO_{3}溶液}$N₂
反應Ⅰ的化學方程式是2NO+ClO₂+H₂O=NO₂+HNO₃+HCl，反應Ⅱ的離子方程式是2NO₂+4SO₃^2-=N₂+4SO₄^2-．若標準狀況下有22.4LN₂生成，共消耗ClO₂135g．

Answer 1

分析 （1）根據(jù)向裝置中再充入O₂、降低溫度平衡正向移動，氮氧化物的轉(zhuǎn)化率增大，加入反應的催化劑只改變反應速率，平衡不移動；
（2）由已知熱化學方程式根據(jù)蓋斯定律構造目標熱化學方程式；
（3）由N₂O₄制取N₂O₅需要是去電子，所以N₂O₅在陽極區(qū)生成．陰極反應式為2H⁺+2e^-=H₂，所以工作一段時間后，硝酸水溶液的氫離子基本不變即pH不變；
（4）二氧化氮具有氧化性，亞硫酸鈉具有還原性，根據(jù)氧化還原反應的規(guī)律知識來回答判斷．

解答 解：（1）向裝置中再充入O₂、降低溫度平衡正向移動，氮氧化物的轉(zhuǎn)化率增大，加入反應的催化劑只改變反應速率，平衡不移動，
故答案為：a；
（2）已知：①N₂（g）+O₂（g）=2NO（g）△H=+180.5kJ/mol
②4NH₃（g）+5O₂（g）=4NO（g）+6H₂O（g）△H=-905kJ/mol   
③2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（g）△H=-483.6kJ/mol
由蓋斯定律可知，①-②÷2+③×$\frac{3}{2}$得：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.4kJ/mol，
故答案為：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.4kJ/mol；
（3）N₂O₅中氮元素的化合價是+5價，而硝酸中氮元素也是+5價．因此應該在左側(cè)生成N₂O₅，即在陽極區(qū)域生成，據(jù)電極反應離子放電順序可知：陰極發(fā)生2H⁺+2e^-=H₂↑的反應，則陽極為N₂O₄+2HNO₃-2e^-=2N₂O₅+2H⁺．陰極反應式為2H⁺+2e^-=H₂，所以工作一段時間后，硝酸水溶液的氫離子基本不變即pH不變；
故答案為：負，N₂O₄+2HNO₃-2e^-=2N₂O₅+2H⁺，不變；
（4）二氧化氮具有氧化性，亞硫酸鈉具有還原性，二者之間會發(fā)生氧化還原反應：2NO₂+4SO₃^2-=N₂+4SO₄^2-，再結(jié)合化學反應2NO+ClO₂+H₂O=NO₂+HNO₃+HCl知道，
N₂～2NO₂～2ClO₂，所以若生成標準狀況下22.4LN₂，則n（ N₂ ）=$\frac{V}{{V}_{m}}$=$\frac{22.4L}{22.4L/mol}$=1mol，則消耗2molClO₂，質(zhì)量m=nM=2mol×67.5g/mol=135g，
故答案為：2NO₂+4SO₃^2-=N₂+4SO₄^2-，135g；

點評 本題綜合考查化學反應原理的基礎知識，涉及反應熱計算、化學平衡影響因素、氧化還原反應及計算、電解原理等，題目難度中等，注意相關知識的積累