Question

【題目】課本里介紹的合成氨技術叫哈伯法，是德國諾貝爾化學獎獲得者哈伯發(fā)明的。其合成原理為：N2(g)+3H2(g)2NH3(g) △H<0，△S<0。

（1）下列關于工業(yè)合成氨的說法不正確的是___

A.因為△H<0，所以該反應一定能自發(fā)進行

B.因為△S<0，所以該反應一定不能自發(fā)進行

C.在高溫下進行是為了提高反應物的轉化率

D.使用催化劑加快反應速率是因為催化劑降低了反應的活化能

（2）在恒溫恒容密閉容器中進行合成氨的反應，下列能說明該反應已達到平衡狀態(tài)的是___。

a.容器內N2、H2、NH3的濃度之比為1：3：2

b.v(N2)正=3 v(H2)逆

c.容器內壓強保持不變

d.混合氣體的密度保持不變

（3）工業(yè)上合成氨的部分工藝流程如下：

請用平衡移動原理來解釋在流程中及時分離出氨氣和循環(huán)使用氣體的原因___。

（4）某科研小組研究：在其他條件不變的情況下，改變起始物氫氣的物質的量對工業(yè)合成氨反應的影響。實驗結果如圖所示（圖中T表示溫度，n表示H2物質的量）。

①圖象中T2和T1的關系是：T2__T1（填“>，<或=”）

②a、b、c、d四點所處的平衡狀態(tài)中，反應物N2 的轉化率最高的是__（填字母）。

（5）恒溫下，往一個4L的密閉容器中充入5.2molH2和2molN2，反應過程中對NH3的濃度進行檢測，得到的數(shù)據(jù)如下表所示：

時間/min	5	10	15	20	25	30
c(NH3)/mol·L-1	0.08	0.14	0.18	0.20	0.20	0.20

①此條件下該反應的化學平衡常數(shù)K=__。

②若維持容器體積不變，溫度不變，往原平衡體系中加入H2、N2和NH3各4mol，化學平衡將向___反應方向移動（填“正”或“逆”）。

③N2(g)+3H2(g)2NH3(g) △H=-92kJ/mol。在恒溫恒容的密閉容器中充入1molN2和一定量的H2發(fā)生反應。達到平衡后，測得反應放出的熱量為18.4kJ，容器內的壓強變?yōu)樵瓉淼?/span>90％，則起始時充入的H2的物質的量為__mol。

（6）已知：2(g)+3H2(g)2NH3(g) △H=-92kJ/mol

N2(g)+O2(g)＝2NO(g) ΔH=+181kJ/mol

2H2(g)+O2(g)＝2H2O(g) ΔH=-484kJ/mol

寫出氨氣催化氧化生成NO和水蒸氣的熱化學方程式__。

Answer 1

【答案】ABC c 減少生成物濃度，同時增加反應物濃度，可以使平衡正向進行程度更大，提高產(chǎn)率 < c 0.1 逆 3 4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2O(g) ΔH =－906kJ·mol-1

【解析】

（1）當△G=△H-T△S<0反應能自發(fā)進行，由于該反應△H<0，△S<0，因此當?shù)蜏叵略摲磻�能夠自發(fā)進行，只根據(jù)△H<0或△S<0，不能判斷該反應能否自發(fā)進行；工業(yè)上合成氨的反應條件是在高溫、高壓、催化劑條件下進行反應的，在高溫下進行是為了使催化劑達到最大活性，加快反應速率， 使用催化劑低了反應的活化能，因此加快反應速率；

（2）根據(jù)化學平衡狀態(tài)的特征解答，當反應達到平衡狀態(tài)時，正逆反應速率相等，各物質的濃度、百分含量不變，以及由此衍生的一些量也不發(fā)生變化，解題時要注意，選擇判斷的物理量，隨著反應的進行發(fā)生變化，當該物理量由變化到定值時，說明可逆反應到達平衡狀態(tài)；

（3）根據(jù)濃度對化學平衡的影響以及對原料利用率的影響來分析；及時分離出氨氣，生成物的濃度減少，平衡正向移動，提高氨氣的產(chǎn)率；循環(huán)利用氮氣和氫氣，提高氮氣和氫氣的轉化率；

（4）①根據(jù)溫度對化學平衡移動的影響知識來回答；

②根據(jù)a、b、c三點所表示的意義來回答；

（5）①由表中數(shù)據(jù)可知，20min達平衡，平衡時NH3的濃度為0.20mol/L，利用三段式計算平衡時各組分的平衡濃度，代入平衡常數(shù)表達式k=計算；

②溫度不變平衡常數(shù)不變，計算此時的濃度，進而計算濃度商Qc，比較濃度商與平衡常數(shù)的大小，判斷反應進行方向；

③恒溫恒容條件下，氣體的壓強之比等于其物質的量之比，反應達到平衡后，混合氣體的物質的量為3.6mol，容器內的壓強變?yōu)樵瓉淼?/span>90%，則反應前混合氣體的物質的量為4mol，反應前混合氣體的物質的量為4mol，為氫氣和氮氣的物質的量之和；

（1）A. 當△G=△H-T△S<0反應能自發(fā)進行，由于該反應△H<0，△S<0，因此當?shù)蜏叵略摲磻�能夠自發(fā)進行，只根據(jù)△H<0，不能判斷該反應能否自發(fā)進行，故A錯誤；

B. 當△G=△H-T△S<0反應能自發(fā)進行，由于該反應△H<0，△S<0，因此當?shù)蜏叵略摲磻�能夠自發(fā)進行，只根據(jù)△S<0，不能判斷該反應能否自發(fā)進行，故B錯誤；

C.工業(yè)上合成氨的反應條件是在高溫、高壓、催化劑條件下進行反應的，在高溫下進行是為了使催化劑達到最大活性，加快反應速率，故C錯誤；

D.使用催化劑低了反應的活化能，因此加快反應速率，故D正確；

答案選ABC；

（2）a. 容器內N2、H2、NH3的濃度之比為1：3：2，不能說明濃度不變，故a錯誤；

b. v(N2)正=3v(H2)正是同向的反應速率，不能說明反應達平衡狀態(tài)，故b錯誤；

c. 容器內壓強保持不變，說明氣體的物質的量不變，反應達平衡狀態(tài)，故c正確；

d. 混合氣體的密度一直保持不變，故d錯誤；

答案選c；

（3）生成物的濃度減少，平衡正向移動，所以及時分離出氨氣，平衡正向移動，提高氨氣的產(chǎn)率；循環(huán)利用氮氣和氫氣，提高氮氣和氫氣的轉化率，

答案為：減少生成物濃度，同時增加反應物濃度，可以使平衡正向進行程度更大，提高產(chǎn)率；

（4）①反應為放熱反應，溫度升高化學平衡向著吸熱方向進行，升高溫度氨氣的含量降低，則T1>T2，

故答案為<；

②b點代表平衡狀態(tài)，c、d點又加入了氫氣，故平衡向右移動，氮氣的轉化率增大，T1>T2，溫度升高化學平衡向著吸熱方向進行，升高溫度氨氣的含量降低，因此c點的氮氣轉化率大于d點，

故答案為c；

（5）①由表中數(shù)據(jù)可知，20min達平衡，平衡時NH3的濃度為0.20mol/L，則：

故平衡常數(shù)K===0.1

答案為：0.1；

②反應達到平衡后，若維持容器體積不變，溫度不變，往平衡體系中加入H2、N2和NH3各4mol，則此時各物質的濃度為：

H2為1mol/L+=2mol/L，N2為0.4mol/L+=1.4mol/L，NH3為0.2mol/L+=1.2mol/L，故濃度商Qc==0.13>0.1，故反應向逆反應進行，

答案為：逆；

③恒溫恒容條件下，氣體的壓強之比等于其物質的量之比，反應達到平衡后，混合氣體的物質的量為3.6mol，容器內的壓強變?yōu)樵瓉淼?/span>90%，則反應前混合氣體的物質的量為4mol，即反應前氫氣和氮氣的物質的量為4mol，由于氮氣的物質的量為1mol，則氫氣的物質的量為3mol，

答案為：3；

（6）已知:①N2(g)+O2(g)＝

②N2(g)+3H2(g)2NH3(g) △H=-92kJ/mol

③2H2(g)+O2(g)＝2H2O(g) ΔH=-484kJ/mol

由蓋斯定律可知，①×2-②×2+③×3得: 氨氣催化氧化生成NO和水蒸氣的熱化學方程式4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2O(g)ΔH =－906kJ·mol-1，

答案為：4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2O(g) ΔH =－906kJ·mol-1；