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進行

B．因為△S<0，所以該反應一定不能自發進行

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△H

（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的是_______

a.容器內N2、H2、NH3的濃度之比為1：3：2 b.v正(N2)= v逆(H2)

c.容器內壓強保持不變 d.合氣體的密度保持不變

（3）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=”，下同）

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

（4）恒溫下，往一個4L的密閉容器中充入5.2mol H2和2mol N2，反應過程中對NH3的濃度進行檢測，得到的數據如下表所示：

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1mol N2和一定量的H2發生反應。達到平衡后，測得反應放出的熱量為18.4 kJ，混合氣體的物質的量為3.6 mol，容器內的壓強變為原來的90％，則起始時充入的H2的物質的量為______mol。

（5）已知：N2(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】ABCD c < c 0.1 逆 3 4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2O(g) ΔH =－906 kJ·mol-1

【解析】

（1）結合△G=△H-T△S和影響平衡的因素分析；

（2）達到平衡狀態時，正逆反應速率相等，各物質的濃度不變，以此判斷；

（3）①根據溫度升高化學平衡向著吸熱方向進行；

②根據增加氫氣的物質的量化學平衡向著正反應方向移動；

（4）①由表中數據可知，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，代入平衡常數表達式k=計算；

②溫度不變平衡常數不變，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的大小，判斷反應進行方向；

③恒溫恒容條件下氣體的壓強與氣體的總物質的量成正比；

（5）根據蓋斯定律來求反應的焓變。

（1）已知：N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) △H<0，△S <0；

A．當△G=△H-T△S＜0時反應能自發進行，則△H<0時，△G=△H-T△S不一定小于0，即該反應不一定能自發進行，故A錯誤；

B．當△G=△H-T△S＜0時反應能自發進行，則△S<0時，△G=△H-T△S不一定小于0，即該反應不一定能自發進行，故B錯誤；

C．當升高溫度時，N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) △H<0，平衡逆向移動，反應物的轉化率降低，升高溫度只是為了加快反應速率，故C錯誤；

D．使用催化劑能加快反應速率是因為催化劑降低了反應的活化能，但不影響反應的△H，故D錯誤；

故答案為ABCD；

（2）a．容器內N2、H2、NH3的濃度之比為1：3：2，不能說明達到判斷狀態，取決于起始配料比和轉化程度，故a錯誤；

b．當3v正（N2）=v逆（H2）時，說明達到平衡狀態，則當v正(N2)= v逆(H2) 不能說明達到平衡狀態，故b錯誤；

c．容器內壓強保持不變，說明混合氣體的總物質的量保持不變，此時反應達到平衡狀態，故c正確；

d．混合氣體的質量和體積始終保持不變，則混合氣體的密度保持不變無法說明反應達到平衡狀態，故d錯誤；

故答案為c；

（3）①反應為放熱反應，溫度升高化學平衡向著吸熱方向進行，從T1到T2反應物氮氣的量增加，故T1＜T2；

②b點代表平衡狀態，溫度升高平衡逆向移動，則應選擇低溫平衡正向移動，提高反應物轉化率，另外c點又加入了氫氣，故平衡向右移動，氮氣的轉化率增大；

（4）①由表中數據可知，20min達平衡，平衡時NH3的濃度為0.20mol/L，則：

N2（g）+3H2（g）2NH3（g）

開始（mol/L）：0.5 1.3 0

變化（mol/L）：0.1 0.3 0.2

平衡（mol/L）：0.4 1 0.2

故平衡常數k===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，故反應向逆反應移動；

③已知N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)△H= -92kJ/mol，在恒溫恒容的密閉容器中充入1mol N2和一定量的H2發生反應，達到平衡后，平衡時混合氣體的物質的量為3.6 mol，容器內的壓強變為原來的90％，則反應前總物質的量為3.6 mol×=4mol，故則起始時充入的H2的物質的量為4mol-1mol=3mol；

（5）已知：①N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)△H= -92kJ/mol，②N2(g)+O2(g)＝2NO(g) ΔH= +181kJ/mol，③2H2(g)+O2(g)＝2H2O(g) ΔH= -484kJ/mol，由蓋斯定律②×2-①×2+③×3得：4NH3（g）+5O2（g）═4NO（g）+6H2O（g），則△H=（+181kJ/mol）×2-（-92kJ/mol）×2+（-484kJ/mol）×3=－906 kJ·mol-1，即氨氣催化氧化生成NO和水蒸氣的熱化學方程式為4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2O(g) ΔH =－906 kJ·mol-1。