Question

16．合成氨工業的核心反應是N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）；反應過程中能量變化如圖所示，回答下列問題．
（1）該反應的△H=-92.4kJ/mol．
（2）在反應體系中加入催化劑，反應速率增大，E₁的變化：E₁減小 （填“增大”、“減小”或“不變”）．
（3）在500℃、2×10⁷Pa和催化劑條件下，向一密閉容器中充入0.5mol N₂和1.5molH₂，充分反應后，放出的熱量＜46.2kJ （填“＜”、“＞”或“=”）．
（4）關于該反應的下列說法中，正確的是D（填字母）．
A．△H＞0，△S＞0          B．△H＞0，△S＜0
C．△H＜0，△S＞0          D．△H＜0，△S＜0
（5）已知298K時白磷、紅磷完全燃燒的熱化學方程式分別為：
P₄（s，白磷）+5O₂（g）═P₄O₁₀（s）△H₁=-2983.2kJ•mol^-1
P（s，紅磷）+$\frac{5}{4}$O₂（g）═$\frac{1}{4}$P₄O₁₀（s）△H₂=-738.5kJ•mol^-1
則該溫度下白磷轉化為紅磷的熱化學方程式為P₄（s，白磷）=4P（s，紅磷）△H=-29.2kJ/mol．

Answer 1

分析 （1）焓變等于生成物總能量減去反應物的總能量；
（2）加入催化劑，降低反應的活化能；
（3）根據可逆反應不能反應到底的特點分析；
（4）依據反應特征分析，反應放熱反應焓變小于0，熵變小于0；
（5）P₄（s，白磷）+5O₂（g）=P₄O₁₀（s）△H₁=-2983.2kJ/mol…①
P（s，紅磷）+$\frac{5}{4}$O₂（g）═$\frac{1}{4}$P₄O₁₀（s）△H₂=-738.5kJ•mol^-1，…②
根據蓋斯定律：①-②×4計算可得．

解答 解：（1）焓變等于生成物總能量減去反應物的總能量，所以由圖可知，△H=-92.4kJ/mol，故答案為：-92.4；
（2）加入催化劑，降低反應的活化能，則E₁和E₂都減小，但活化能之差不變，則反應熱不變，故答案為：減��；
（3）當0.5mol N₂和1.5mol H₂完全反應時，才能放出46.2kJ的熱量，但反應為可能反應，不能完全進行，則密閉容器中充入0.5mol N₂和1.5mol H₂，充分反應后，放出的熱量小于46.2kJ，
故答案為：＜；
（4）N₂（g）+3H₂（g）$?_{高溫高壓}^{催化劑}$2NH₃（g）△H=Q kJ/mol，反應是氣體體積減小的放熱反應，反應的焓變△H＜0，△S＜0，故答案為：D；
（5）P₄（s，白磷）+5O₂（g）=P₄O₁₀（s）△H₁=-2983.2kJ/mol…①
P（s，紅磷）+$\frac{5}{4}$O₂（g）═$\frac{1}{4}$P₄O₁₀（s）△H₂=-738.5kJ•mol^-1，…②
根據蓋斯定律：①-②×4可得：P₄（s，白磷）=4P（s，紅磷）△H=（-2983.2kJ/mol）-（-738.5kJ）×4=-29.2kJ/mol；
熱化學方程式為：P₄（s，白磷）=4P（s，紅磷）△H=-29.2kJ/mol；
故答案為：P₄（s，白磷）=4P（s，紅磷）△H=-29.2kJ/mol．

點評 本題考查了催化劑對活化能的影響、可逆反應的焓變以及蓋斯定律的應用，題目難度不大．