Question

2．合成氨N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）是人類科技史上的一項重大突破，解決了地球上因糧食不足而導致的饑餓和死亡問題．
（1）合成氨的原料氣H₂可由CH₄和H₂O（g）在高溫下反應獲得（同時產生CO）．已知CH₄、CO、H₂的燃燒熱分別為890.3kJ•mol^-1、283.0kJ•mol^-1、285.8kJ•mol^-1，H₂O的汽化熱為44kJ•mol^-1．寫出由CH₄制取H₂的熱化學方程式CH₄（g）+H₂O（g）=CO（g）+3H₂（g）△H=+206.1kJ/mol
（2）在一定溫度下，合成氨在恒壓密閉容器中達到平衡的標志有ce（填序號）
a．3v_正（H₂）=2v_逆（NH₃）     b用NH₃、N₂、H₂表示反應速率比為2：1：3
c．混合氣體的密度不再改變    d．混合氣體壓強不再改變
e．混合氣體平均相對分子質量不再改變 f．容器內N₂、H₂、NH₃的濃度之比為1：3：2
（3）某實驗室模擬工業合成氨，在三個不同條件下的密閉容器中分別加入N₂和H₂，起始濃度均為c（N₂）=0.1mol/L，c（H₂）=0.2mol/L，反應過程中c（N₂）隨時間的變化如圖1中曲線I、Ⅱ、Ⅲ所示

①該反應在實驗I中，從開始達到平衡時N₂的平均反應速率為0.002mol/（L•min），其化學平衡常數K的值為208.3．（保留一位小數）若在恒溫恒壓條件下，向容器中通人氦氣，平衡將不移動 （填“向左移動”“向右移動”“不移動”）；此時，平衡常數的值將不變（填“變大”“變小”“不變”）
②已知Ⅱ、Ⅲ裝置中各有一個條件與I不同，據圖所示推測Ⅱ、Ⅲ不同于①的條件分別是加入催化劑；升高溫度
（4）實驗室研究在一定溫度和壓強下合成氨反應中H₂和N₂起始物質的量之比[n（H₂）/n（N₂）]對合成氨的影響．在恒溫下1L容器中，將總物質的量一定的H₂和N₂以不同的氫氮比進行反應，實驗測得平衡體系中氨氣體積分數的變化如圖2所示．回答下列問題：
M點對應的橫坐標為3，達到平衡時，已知N₂的體積分數為15.6%，則M點對應的縱坐標為37.6．

Answer 1

分析 （1）依據燃燒熱的熱化學方程式結合蓋斯定律計算，寫出熱化學方程式；
（2）反應到達平衡狀態時，正逆反應速率相等，平衡時各物質的濃度、百分含量不變，以及由此衍生的一些量也不發生變化，由此進行判斷；
（3）①由圖可知，20min時到達平衡，氮氣的濃度變化量為（1-0.06）mol/L=0.04mol/L，再根據v=$\frac{△C}{△t}$計算v（N₂）；運用化學平衡常數計算表達式計算化學平衡常數；通入氦氣無法引起各組分濃度的變化進而無法影響平衡移動，化學平衡常數只受溫度的影響溫度不變平衡常數不變；
②與實驗Ⅰ相比，實驗Ⅱ反應速率加快，平衡氮氣濃度不變，不能是增大壓強或升高溫度，可能是加入催化劑；而實驗Ⅲ反應速率減慢，平衡時氮氣的濃度增大，正反應為體積減小的放熱反應，不能是減小壓強，可能是降低升高溫度；
（4）當N₂和H₂的物質的量之比為1：3時平衡時氨氣的百分含量最大，據此可以推算出M點的縱坐標的數值．

解答 解：（1）已知：①H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=H₂O（l）△H=-285.8kJ•mol^-1
②CO（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=CO₂（g） ）△H=-283.0kJ•mol^-1
③CH₄（g）+2O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（l））△H=-890.3kJ•mol^-1，
④H₂O（g）=H₂O（l）△H=-44.0kJ•mol^-1，
利用蓋斯定律將④+③-②-3×①可得：CH₄（g）+H₂O（g）=CO（g）+3H₂（g）
△H=（-44.0kJ•mol^-1）+（-890.3kJ•mol^-1）-（-283.0kJ•mol^-1）-3×（-285.8kJ•mol^-1）=+206.1 kJ•mol^-1，
故答案為：CH₄（g）+H₂O（g）=CO（g）+3H₂（g）△H=+206.1kJ/mol；
（2）a.3v_正（H₂）=2v_逆（NH₃）說明正逆反應速率不相等，說明反應未達到平衡狀態，故a錯誤；
 b．不論該可逆反應是否達到化學平衡狀態，用N₂、H₂、NH₃的物質的量濃度變化表示化學反應速率的比一定為1：3：2，無法判斷是否達到化學平衡狀態，故b錯誤；
c．該容器的壓強保持不變，根據質量守恒定律知，反應前后混合氣體的質量不變，所以容器內氣體的密度變化，當容器中氣體的密度不再發生變化時，能表明達到化學平衡狀態，故c正確；
d．合成氨在恒壓密閉容器中進行，壓強始終不變，所以不能表達該反應已經達到平衡狀態，故d錯誤；
e．混合氣體平均相對分子質量=$\frac{總質量}{總物質的量}$，反應前后質量不變，若平均相對分子質量不變則氣體總物質的量可以說明反應已經達到平衡狀態，故e正確；
f．濃度之比不能判斷各組分的濃度是否變化，正逆反應速率是否相等，無法判斷是否達到了平衡狀態，故f錯誤；
故選ce；
（3））①由圖可知，20min時到達平衡，氮氣的濃度變化量為（1-0.06）mol/L=0.04mol/L，則v（N₂）=$\frac{0.04mol/l}{20min}$=0.002mol/（L•min），故答案為：0.002mol/（L•min）；化學平衡常數K=$\frac{{c}^{2}（NH3）}{c（N2）{c}^{3}（H2）}$=$\frac{{0.08}^{2}}{{0.06×0.08}^{3}}$208.3，故答案為208.3；
②與實驗Ⅰ相比，實驗Ⅱ反應速率加快，平衡氮氣濃度不變，不能是增大壓強或升高溫度，可能是加入催化劑；而實驗Ⅲ反應速率減慢，平衡時氮氣的濃度增大，正反應為體積減小的放熱反應，不能是減小壓強，升高溫度反應速率加快，平衡逆向移動，可能是升高溫度，
故答案為：加入催化劑；升高溫度；
（4）當N₂和H₂的物質的量之比為1：3時平衡時氨氣的百分含量最大，所以橫坐標數值為3；
           N₂+3 H₂=2NH₃
起始：a          3a
△：b          3b       2b
平衡：a-b       3a-3b      2b
已知平衡時N₂的體積分數為15.6%，則H₂的體積分數為N₂的3倍為46.8%，可以推得NH₃的分數為1-15.6%-46.8%=37.6%，故答案為：3；37.6．

點評 本題考查了燃燒熱概念和熱化學方程式的書寫，化學反應速率和平衡常數的計算，化學平衡狀態的判斷，整體有一定的難度．