Question

【題目】1909年德國化學家哈伯在實驗室首次合成氨，合成氨技術的創立開辟了人工固氮的重要途徑，其研究正是基于科學化學反應原理的指導。

（1）已知298K時，N2（g）+3H2（g）2NH3（g），ΔH=–92.2kJ/mol，ΔS=–198.2J/(K·mol)，則根據反應進行的方向綜合判據，常溫下合成氨反應___（填“能”或“不能”）自發進行。

（2）目前處于研究階段的化學固氮新方法是N2在催化劑表面與水發生如下反應：

已知：N2(g)+ 3H2(g)2NH3(g) ΔH1=﹣92.4kJ/mol

2H2(g)+ O2(g)2H2O(l) ΔH2=﹣571.6kJ/mol

2N2(g)+ 6H2O(l)4NH3(g)+3O2(g) ΔH3

則ΔH3=___kJ/mol。

（3）合成氨反應在一密閉容器中發生，如圖是某一時間段反應速率與反應進程的關系曲線圖。

①t4時刻，體系中是什么條件發生了變化？t4____。

②下列時間段中，氨的百分含量最高的是____。

A．0～t1 B．t2～t3 C．t3～t4 D．t4～t5

（4）在容積為1L的密閉裝置中，充入4mol合成氣（N2、H2），在400℃時反應，N2的體積分數隨時間變化關系如圖所示。

①N2、H2的投料比為____。

②反應達到平衡后，測得裝置中H2的體積分數為25%，則400℃時，合成氨反應的平衡常數為___(可用分數表示)。

③在恒溫恒容下，N2、H2、NH3的投料為1.5mol、0.5mol、1mol，平衡時H2的體積分數為___。

Answer 1

【答案】能 +1530.0 減小壓強 A 1:1 25/32 25%

【解析】

（1）根據公式△H－T△S計算；

（2）根據蓋斯定律來計算化學反應的焓變；

（3）根據外界條件對反應速率和平衡狀態的影響結合圖像分析解答；

（4）根據三段式解題。

(1)正反應是體積減小的放熱反應，△H－T△S＝–92.2+0.1982×298＜0，所以常溫下合成氨反應能自發進行；故答案為：能；

（2）已知：①N2(g)+ 3H2(g)2NH3(g) ΔH1=﹣92.4kJ/mol

②2H2(g)+ O2(g)2H2O(l) ΔH2=﹣571.6kJ/mol

根據蓋斯定律，反應2N2(g)+ 6H2O(l)4NH3(g)+3O2(g)可以是①×2-3×②得到，即反應的焓變）△H=（-92.4kJmol-1）×2-3（-571.6kJmol-1）=1530kJmol-1；

（3）①正反應是體積減小的放熱反應，由圖可知，t1正逆反應速率均增大，且逆反應速率大于正反應速率，改變條件應為升高溫度；t3正逆反應速率同等程度的增大，改變條件應為使用催化劑；t4時正逆反應速率均減小，且逆反應速率大于正反應速率，改變條件應為減小壓強；

②由圖可知，t1平衡逆向移動，t3不移動，t4平衡逆向移動，均使氨氣的含量減少，則0～t1時間段中，氨氣的百分含量最大，故選A。

（4） N2（g）+3H2（g）2NH3（g）

起始(mol) a 4-a 0

轉化(mol) x 3x 2x

平衡(mol) a-x 4-a-3x 2x

根據圖象可知，氮氣的體積分數為==常數,當a=2時該比值為常數0.5,則N2、H2的物質的量均為2mol,N2、H2的投料比為1:1；

② N2（g）+3H2（g）2NH3（g）

起始(mol/L) 2 2 0

轉化(mol/L) y 3y 2y

平衡(mol/L) 2-y 2-3y 2y

H2的體積分數為25%=，y=0.4，所以平衡常數為=25/32

③在恒溫恒容下，N2、H2、NH3的投料為1.5mol、0.5mol、1mol，相當于是2mol氮氣、2mol氫氣，所以平衡是等效的，因此平衡時H2的體積分數為25%。