1 . 1905年哈珀开发实现了以氮气和氢气为原料合成氨气，生产的氨制造氮肥服务于农业，养活了地球三分之一的人口，哈珀也因此获得了1918年的诺贝尔化学奖。
(1)工业合成氨的反应如下：N₂＋3H₂2NH₃。已知断裂1 mol N₂中的共价键吸收的能量为946 kJ，断裂1 mol H₂中的共价键吸收的能量为436 kJ，形成1 mol N－H键放出的能量为391 kJ，则由N₂和H₂生成1 mol NH₃的能量变化为________kJ。下图能正确表示该反应中能量变化的是________(填“A”或“B”)。

(2)反应2NH₃(g)N₂(g)＋3H₂(g)在三种不同条件下进行，N₂、H₂的起始浓度为0，反应物NH₃的浓度(mol/L)随时间(min)的变化情况如下表所示。

实验 序号	时间 温度	0	10	20	30	40	50	60
①	400℃	1.0	0.80	0.67	0.57	0.50	0.50	0.50
②	400℃	1.0	0.60	0.50	0.50	0.50	0.50	0.50
③	500℃	1.0	0.40	0.25	0.20	0.20	0.20	0.20

根据上述数据回答：对比实验①②中，有一个实验没有使用催化剂，它是实验_________(填序号)；实验①③对比说明了_________。在恒温恒容条件下，判断该反应达到化学平衡状态的标志是_________(填序号)。
a.NH₃的正反应速率等于逆反应速率        b.混合气体的密度不变
c.c(NH₃)＝c(H₂) d.混合气体的压强不变
(3)近日美国犹他大学Minteer教授成功构筑了H₂－N₂生物燃料电池。该电池类似燃料电池原理，以氮气和氢气为原料、氢化酶和固氮酶为两极催化剂、质子交换膜(能够传递H^＋)为隔膜，在室温条件下即实现了氨的合成同时还能提供电能。则B电极为_________极(填“正”、“负”)，该电池放电时溶液中的H^＋向_________极移动(填“A”、“B”)。