Question

13．工業合成氨的反應是一個可逆反應，反應條件是高溫、高壓，并且需要合適的催化劑．已知形成1 mol H-H鍵、1 mol N-H鍵、1mol N≡N鍵放出的能量分別為436 kJ、391 kJ、946 kJ．則：
（1）寫出工業合成氨的化學方程式N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）．
（2）若0.5mol N₂完全反應生成NH₃可放出（填“吸收”或“放出”）熱量46kJ．　
（3）如果將0.5mol N₂和1.5mol H₂混合，使其充分反應，放出的熱量總小于上述數值，其原因是該反應是可逆反應，反應物不能完全轉化為生成物，所以放出的熱量要小于46kJ．
（4）實驗室模擬工業合成氨時，在容積為2L的密閉容器內，反應經過5min后，數據如下，則用N₂表示的化學反應速率為0.4mol/L/min．　

物質	N2	H2	NH3
反應前	16mol	xmol	0
5min	ymol	28mol	8mol

（5）一定條件下，當合成氨的反應達到化學平衡時，下列說法不正確的是bde．　
a．正反應速率和逆反應速率相等　
b．正反應速率最大，逆反應速率為0　
c．N₂的轉化率達到最大值　
d．N₂和H₂的濃度相等　
e．N₂、H₂和NH₃的體積分數相等　
f．反應達到最大限度．

Answer 1

分析 （1）根據反應物和生成物書寫方程式；
（2）在反應N₂+3H₂?2NH₃中，斷裂3molH-H鍵、1mol N三N鍵共吸收的能量為：3×436kJ+946kJ=2254kJ，生成2mol NH₃，共形成6mol N-H鍵，放出的能量為：6×391kJ=2346kJ，吸收的能量少，放出的能量多，該反應為放熱反應，放出的熱量為：2346kJ-2254kJ=92kJ，該反應熱化學方程式為N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92kJ•mol^-1，根據氮氣和焓變關系式計算放出的熱量；
（3）該反應是可逆反應，反應物不能完全轉化為生成物；
（4）先計算氨氣平均反應速率，再根據同一可逆反應中同一條件下不同物質的反應速率之比等于其計量數之比計算氮氣平均反應速率；
（5）可逆反應達到平衡狀態時，同一物質的正逆反應速率相等且不等于0，反應達到最大限度．

解答 解：（1）該反應方程式為N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g），故答案為：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）；
（2）在反應N₂+3H₂?2NH₃中，斷裂3molH-H鍵、1mol N三N鍵共吸收的能量為：3×436kJ+946kJ=2254kJ，生成2mol NH₃，共形成6mol N-H鍵，放出的能量為：6×391kJ=2346kJ，吸收的能量少，放出的能量多，該反應為放熱反應，放出的熱量為：2346kJ-2254kJ=92kJ，該反應熱化學方程式為N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92kJ•mol^-1，1mol氮氣完全反應放出92kJ能量，則0.5mol氮氣完全反應放出46kJ能量，
故答案為：放出；46；
（3）1mol氮氣完全反應放出92kJ能量，則0.5mol氮氣完全反應放出46kJ能量，該反應是可逆反應，反應物不能完全轉化為生成物，所以放出的熱量要小于46kJ，故答案為：該反應是可逆反應，反應物不能完全轉化為生成物，所以放出的熱量要小于46kJ；
（4）v（NH₃）=$\frac{\frac{8mol}{2L}}{5min}$=0.8mol/（L．min），同一可逆反應中同一條件下不同物質的反應速率之比等于其計量數之比得v（N₂）=$\frac{1}{2}$v（NH₃）=$\frac{1}{2}$×0.8mol/（L．min）=0.4mol/（L．min），
故答案為：0.4；
（5）a．達到平衡狀態時正反應速率和逆反應速率相等且不等于0，故正確；　
b．達到平衡狀態時，正反應速率和逆反應速率相等且不等于0，故錯誤；
c．達到平衡狀態時，正逆反應速率相等，處于動態平衡狀態，所以N₂的轉化率達到最大值，故正確；
d．N₂和H₂的濃度相等時該反應不一定達到平衡狀態，與反應物初始濃度及轉化率有關，故錯誤；　
e．N₂、H₂和NH₃的體積分數相等時，該反應不一定達到平衡狀態，與反應物初始濃度及轉化率有關，故錯誤；　
f．達到平衡狀態時，正逆反應速率相等，處于動態平衡狀態，反應物的轉化率達到最大值，所以反應達到最大限度，故正確；
故選bde．

點評 本題考查化學平衡計算、化學平衡狀態判斷等知識點，把握化學平衡狀態特征、化學計算基本方法是解本題關鍵，注意：可逆反應達到平衡狀態時正逆反應速率相等（同一物質）但不能是0，題目難度不大．