Question

1．氨的合成原理為：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）；△H=-92.4KJ•mol^-1．現(xiàn)在500℃、20MPa時，將N₂、H₂置于一個容積為2L的密閉容器中發(fā)生反應，反應過程中各物質的物質的量變化如圖．
回答下列問題：
（1）10min內以NH₃表示的平均反應速率0.005mol/（L．min）；
（2）在10～20min內：NH₃濃度變化的原因可能是A；
A．加了催化劑   B．縮小容器體積
C．降低溫度     D．增加NH₃物質的量
（3）第1次平衡的時間范圍為：20-25min，第1次平衡：平衡常數(shù)K₁=$\frac{（\frac{0.3mol}{2L}）^{2}}{（\frac{0.25mol}{2L}）（\frac{0.15mol}{2L}）^{3}}$（帶數(shù)據(jù)的表達式），
（4）在反應進行至25min時：
①曲線發(fā)生變化的原因：分離出0.1molNH₃
②達第二次平衡時，新平衡的平衡常數(shù)K₂等于K₁（填“大于”、“等于”、“小于”）；
（5）根據(jù)最新“人工固氮”的研究報道，在常溫、常壓、光照條件下，N₂在催化劑（摻有少量Fe₂O₃的TiO₂）表面與水發(fā)生下列反應：
N₂（g）+3H₂O（1）?2NH₃（g）+$\frac{3}{2}$O₂（g）；△H=a kJ•mol^-1
進一步研究NH₃生成量與溫度的關系，常壓下達到平衡時測得部分實驗數(shù)據(jù)如下表：

T/K	303	313	323
NH3生成量/（10-6mol）	4.8	5.9	6.0

①此合成反應的a＞0；△S＞0，（填“＞”、“＜”或“=”）
②已知：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.4kJ•mol^-1
2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（l）△H=-571.6kJ•mol^-1
則常溫下氮氣與水反應生成氨氣與氧氣的熱化學方程式為：2N₂（g）+6H₂O（l）=4NH₃（g）+3O₂（g）△H=+1530kJ•mol^-1．

Answer 1

分析 （1）根據(jù)v=$\frac{\frac{△n}{V}}{△t}$計算；
（2）根據(jù)圖象知，平衡向正反應方向移動，10min時是連續(xù)的，三種氣體物質的速率增加倍數(shù)相同，說明為使用催化劑；
（3）達到平衡狀態(tài)時，物質的量不變，以此判斷達到平衡的時間段，化學平衡常數(shù)等于生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比；
（4）25分鐘，NH₃的物質的量突然減少，而H₂、N₂的物質的量不變，說明應是分離出NH₃；平衡常數(shù)只受溫度的影響，據(jù)此判斷；
（5）①由表中數(shù)據(jù)可知，升高溫度，NH₃生成量增大，說明平衡向正反應方向移動，結合反應方程式中各物質的聚集狀態(tài)解答；
②已知：①N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.4kJ•mol^-1②2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（l）△H=-571.6kJ•mol^-1，則利用蓋斯定律，將①×2-②×3可得常溫下氮氣與水反應生成氨氣與氧氣的熱化學方程式．

解答 解：（1）反應速率v（NH₃）=$\frac{\frac{（0.1mol-0）}{2L}}{10min}$=0.005mol/（L．min），故答案為：0.005mol/（L．min）；
（2）由圖象可知各組分物質的量變化增加，且10min時變化是連續(xù)的，20min達平衡時，△n（N₂）=0.025mol×4=0.1mol，
△n（H₂）=0.025mol×12=0.3mol，△n（NH₃）=0.025mol×8=0.2mol，物質的量變化之比等于化學計量數(shù)之比，三種氣體物質的速率增加倍數(shù)相同，說明10min可能改變的條件是使用催化劑，縮小體積相當于增大壓強，應該反應物的速率增加倍數(shù)大，降低溫度，應該反應速率減小，增加NH₃物質的量，逆反應速率增加的倍數(shù)大，故只有使用催化劑符合，
故選A；
（3）由圖象可以看出，當反應進行到時20-25min，各物質的量不變，說明反應達到平衡狀態(tài)，化學平衡常數(shù)等于生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比，由圖象可知，20min達平衡時，n（N₂）=0.025mol×10=0.25mol，n（H₂）=0.025mol×6=0.15mol，n（NH₃）=0.025mol×12=0.3mol，所以所以其平衡常數(shù)K=$\frac{{c}^{2}（N{H}_{3}）}{c（{N}_{2}）{c}^{3}（{H}_{2}）}$=$\frac{（\frac{0.3mol}{2L}）^{2}}{（\frac{0.25mol}{2L}）（\frac{0.15mol}{2L}）^{3}}$，
故答案為：20-25min；$\frac{（\frac{0.3mol}{2L}）^{2}}{（\frac{0.25mol}{2L}）（\frac{0.15mol}{2L}）^{3}}$；
（4）第25分鐘，NH₃的物質的量突然減少，而H₂、N₂的物質的量不變，說明應是分離出NH₃；由圖象可以看出，當反應進行到時35-40min，各物質的量不變，說明反應達到第二次平衡狀態(tài)，平衡常數(shù)只受溫度影響，溫度不變，平衡常數(shù)不變，所以抽去0.1mol氨，此時平衡常數(shù)K將不變；
故答案為：①分離出0.1molNH₃；②等于；
（5）①由表中數(shù)據(jù)可知，升高溫度，NH₃生成量增大，說明平衡向正反應方向移動，則正反應應為吸熱反應，a＞0，由方程式可知反應生成氣體的物質的量增多，則△S＞0，
故答案為：＞；＞；
②已知：①N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.4kJ•mol^-1②2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（l）△H=-571.6kJ•mol^-1
則利用蓋斯定律，將①×2-②×3可得常溫下氮氣與水反應生成氨氣與氧氣的熱化學方程式為2N₂（g）+6H₂O（l）=4NH₃（g）+3O₂（g）
△H=2×（-92.4kJ•mol^-1）-3×（-571.6kJ•mol^-1）=+1536kJ•mol^-1，
故答案為：2N₂（g）+6H₂O（l）=4NH₃（g）+3O₂（g）△H=+1530kJ•mol^-1．

點評 本題考查熱化學方程式的書寫、反應熱的計算、化學平衡的計算、平衡移動以及平衡狀態(tài)的判斷，綜合性強，側重反應原理的考查，注意對圖象的分析，是高考中的常見題型，試題基礎性強，題目難度中等．