Question

合成氨生產技術的創立開辟了人工固氮的途徑，對化學工業技術也產生了重大影響．合成氨反應的化學方程式為：N₂（g）+3H₂（g）?3NH₃（g），△H=-92.2kJ/mol．合成氨工業中原料氣N₂可從空氣中分離得到，H₂可用甲烷在高溫下與水蒸氣反應制得．我國合成氨工業目前的生產條件為：催化劑-鐵觸媒，溫度-400～500℃，壓強-30～50MPa．回答下列問題：
（1）合成氨工業中原料氣壓縮到30～50MPa的原因是

加壓有利于平衡正向移動，提高原料氣的轉化率

．從平衡移動原理分析，低溫有利于原料氣的轉化，實際生產中采用400～500℃的高溫，原因之一是考慮到催化劑的催化活性，原因之二是

增加反應速率，縮短達到平衡的時間

．
（2）500℃、50MPa時，在容積為VL的容器中加入n mol N₂、3n mol H₂，反應達平衡后測得平衡常數為K₁，此時N₂的轉化率為x．則K和x的關系滿足K=

4xV2

27n2(1-x)4

．若溫度為400℃，平衡常數為K₂，則K₁

＜

K₂（填“＜”、“=”或“＞”）
（3）甲烷在高溫下與水蒸氣反應反應方程式為：CH₄（g）+H₂O（g）=CO（g）+3H₂（g）．部分物質的燃燒熱數據如下表：

物  質	燃燒熱（kJ?mol-1）
H2（g）	-285.8
CO（g）	-283.0
CH4（g）	-890.3

已知1mol H₂O（g）轉變為1mol H₂O（l）時放出44.0kJ熱量．
①寫出CO燃燒的熱化學方程式

CO（g）+

1

2

O₂（g）=CO₂（g）△H=-283.0kJ?mol^-1

．
②2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（g）△H=

-483.6

kJ/mol．

Answer 1

分析：（1）根據壓強對化學平衡移動的影響以及溫度、催化劑對反應速率的影響知識來回答；
（2）根據“三行式”來進行計算得出結論，對于放熱反應，溫度升高則平衡常數減小，反之增大；
（3）①根據物質燃燒熱的概念來書寫熱化學方程式；
②根據蓋斯定律來計算反應的焓變．

解答：解：（1）合成氨工業中原料氣壓縮到30～50MPa，加壓有利于平衡正向移動，提高原料氣的轉化率，實際生產中采用400～500℃的高溫，可以增加反應速率，縮短達到平衡的時間，
故答案為：加壓有利于平衡正向移動，提高原料氣的轉化率；增加反應速率，縮短達到平衡的時間；
（2）根據題意：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g），
初始物質的量：n         3n        0
變化物質的量：nx       3nx        2nx        
平衡物質的量：n-nx     3n-3nx     2nx
則平衡常數為K₁=

[NH3]2

[N2][H2]3

=

( 2nx V )2

( n-nx V )×( 3n-3nx V )3

=

4xV2

27n2(1-x)4

，
該反應是熱反應，溫度升高則平衡常數減小，所以K₁＜K₂，
故答案為：

4xV2

27n2(1-x)4

；＜；
（3）①1mol一氧化碳完全燃燒生成二氧化碳放出的熱量是283KJ，即CO（g）+1/2O₂（g）=CO₂（g）△H=-283.0 kJ?mol^-1，
故答案為：CO（g）+1/2O₂（g）=CO₂（g）△H=-283.0 kJ?mol^-1；
 ②由表中數據可知：①2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（l）△H=-571.6kJ?mol^-1，
②2H₂O（l）=2H₂O（g）△H=88.0kJ?mol^-1，
利用蓋斯定律，將①+②可得：2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（g），△H=-571.6kJ?mol^-1+88kJ?mol^-1=-483.6kJ?mol^-1，
故答案為：-483.6．

點評：本題是一道綜合性的考題，涉及化學反應速率、化學平衡的移動以及熱化學部分的知識，難度較大，綜合性強．