Question

15．氨是生產硝酸、尿素等物質的重要原料，工業合成氨是最重要的化工生產之一．

（1）氨催化氧化法是工業制硝酸的主要方法．已知已知：2NO（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）+O₂（g）△H₁=-272.9kJ•mol^-1，2H²（g）+O₂（g）═2H₂O（g）△H₂=-483.6kJ•mol^-1，則4NH₃（g）+5O₂（g）═4NO（g）+6H₂O（g）△H₃=-905.0KJ•mol^-1．
（2）恒容密閉容器中進行合成氨反應N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H₄=-92.4kJ•mol^-1，其化學平衡常數（K）與溫度的關系如表：

溫度/K	298	398	498	…
平衡常數（K）	4.1×105	K1	K2	…

K₁＞ K₂（填“＞”或“＜”），其判斷理由是該反應為放熱反應，溫度升高，平衡逆向移動，平衡常數減小．
（3）向氨合成塔中充入10molN₂和40mol H₂進行氨的合成，一定溫度（T）下平衡混合物中氨氣的體積分數與壓強（p）的關系如圖1所示．下列說法正確的是 （填字母）．AB
A．由圖可知增大體系壓強（p），有利于增大氨氣在混合氣體中的體積分數
B．若圖中T=500℃，則溫度為450℃時對應的曲線是b
C．工業上采用500℃溫度可有效提高氮氣的轉化率
D．當3v_正（H₂）=2v_逆（NH₃）時，反應達到平衡狀態
當溫度為T、氨氣的體積分數為25%時，N₂的轉化率為50%．
（4）工業上用NH₃生產硝酸時，將NH₃和O₂按體積比1：2混合通入某特定條件的密閉容器中進行反應，所有物質不與外界交換，最后所得溶液中溶質的質量分數為77.8%．
（5）氨碳比[n（NH₃）/n（CaO₂）]對合成尿素的反應：2NH₃（g）+CO₂（g）?CO（NH₂）₂（g）+H₂O（g）有影響．T℃時，在一定體積為2L的恒容密閉容器中，將物質的量之和比為3mol的NH₃和CO₂以不容的氨碳比進行反應，結果如圖2所示，a、b分別表示CO₂或NH₃的轉化率，c表示平衡體系中尿素的體積分數．[n（NH₃）/n（CO₂）]=2時，尿素產量最大；該條件下反應的平衡常數K=40．

Answer 1

分析 （1）已知：①2NO（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）+O₂（g）△H₁=-272.9kJ•mol^-1，②2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（g）△H₂=-483.6kJ•mol^-1，②×3-①×2得到4NH₃（g）+5O₂（g）═4NO（g）+6H₂O（g），根據蓋斯定律來計算即可；
（2）平衡常數隨溫度變化，與壓強和濃度變化無關，平衡常數變化結合反應一定原理分析判斷；
（3）A．由圖可知，溫度一定時，壓強增大氨氣的體積分數增大；
B．合成氨是放熱反應，壓強一定時，降低溫度平衡向正反應方向移動，平衡時氨氣的體積分數增大；
C.500℃溫度時反應速率加快及催化劑活性最好，正反應為放熱反應，溫度越低，氮氣的轉化率越高；
D．不同物質表示的正逆速率之比等于化學計量數之比，說明可逆反應到達平衡；
設參加反應的氮氣為n mol，則：
                   N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）
開始（mol）：10        40              0
轉化（mol）：n          3n            2n
平衡（mol）：10-n    40-3n           2n
根據平衡時氨氣的體積分數方程式計算n，進而計算氮氣的轉化率；
（4）由4NH₃+5O₂$\frac{\underline{催化劑}}{△}$4NO+6H₂O、4NO+3O₂+2H₂O=4HNO₃，可得：NH₃+2O₂=HNO₃+H₂O，根據方程計算；
（5）由圖可知，橫坐標為n（NH₃）：n（CO₂）=2時，尿素的體積分數最大，氨氣的轉化率為80%，以此計算該條件下反應的平衡常數K．

解答 解：（1）已知：①2NO（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）+O₂（g）△H₁=-272.9kJ•mol^-1，②2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（g）△H₂=-483.6kJ•mol^-1，②×3-①×2得到4NH₃（g）+5O₂（g）═4NO（g）+6H₂O（g），根據蓋斯定律△H₃=3×（-483.6kJ•mol^-1）-2×（-272.9kJ•mol^-1）=-905.0KJ•mol^-1，故答案為：-905.0KJ•mol^-1；
（2）在一定體積的密閉容器中，進行如下化學反應：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H＜0，反應是放熱反應，依據圖表數據分析，溫度升高，平衡逆向進行，平衡常數減小，K₁＞K₂；故答案為：＞；該反應為放熱反應，溫度升高，平衡逆向移動，平衡常數減小；
（3）①A．由圖可知，溫度一定時，壓強增大氨氣的體積分數增大，故A正確；
B．圖B中T=500℃，合成氨是放熱反應，壓強一定時，降低溫度平衡向正反應方向移動，平衡時氨氣的體積分數增大，則溫度為450℃時對應的曲線是b，故B正確；
C.500℃溫度時反應速率加快及催化劑活性最好，正反應為放熱反應，溫度越低氮氣的轉化率越高，高溫不利于氮氣的轉化，故C錯誤；
D．當 2v_正（H₂）=3v_逆（NH₃），不同物質表示的正逆速率之比等于化學計量數之比，說明可逆反應到達平衡，3v_正（H₂）=2v_逆（NH₃）時不能說明可逆反應到達平衡，故D錯誤；
故選：AB；
②設參加反應的氮氣為n mol，則：
                      N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）
開始（mol）：10            40                 0
轉化（mol）：n             3n                    2n
平衡（mol）：10-n            40-3n               2n
則$\frac{2n}{10-n+40-3n+2n}$×100%=25%，解得n=5，所以氮氣的轉化率為$\frac{5}{10}$×100%=50%，
故答案為：AB；50%；
（4）由4NH₃+5O₂$\frac{\underline{催化劑}}{△}$4NO+6H₂O、4NO+3O₂+2H₂O=4HNO₃可得：NH₃+2O₂=HNO₃+H₂O，則按理論上的原料比將原料放在一個具有反應條件的密閉容器中進行，所有物質不與外界交換，則生成1molHNO₃、molH₂O，則硝酸的質量分數為：$\frac{63}{63+18}$×100%=77.8%，
故答案為：77.8%；
（5）由圖可知，橫坐標為n（NH₃）：n（CO₂）=2時，尿素的體積分數最大，且氨氣的轉化率為80%，
                                 2NH₃（g）+CO₂（g）=CO（NH₂）₂（g）+H₂O（g）
起始濃度（mol．L^-1 ） 1              0.5                0                          0
變化濃度（ol．L^-1 ） 0.8             0.4              0.4                         0.4
平衡濃度（mol．L^-1 ） 0.2            0.1            0.4                          0.4
該條件下反應的平衡常數K=$\frac{0.4×0.4}{0.1×0．{2}^{2}}$=40，
故答案為：2；40．

點評 本題考查了熱化學方程式和蓋斯定律的計算應用，化學反應能量變化圖象分析，平衡標志、平衡常數和平衡計算的判斷計算是解題關鍵，題目難度中等．