Question

13．在500℃、2×10⁷ Pa和催化剂条件下合成氨工业的核心反应是：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=Q kJ•mol^-1．反应过程中能量变化如图所示，回答下列问题：
（1）在500℃、2×10⁷Pa和催化剂条件下向一密闭容器中充入0.5mol N₂和1.5mol H₂，充分反应后，放出的热量＜（填“＜”“＞”或“=”）46.2kJ，理由是此反应为可逆反应，0.5 mol N₂和1.5 mol H₂不可能完全反应．
（2）将一定量的H₂（g）和N₂（g）放入1L密闭容器中，在500℃、2×10⁷ Pa下达到平衡，测得N₂为0.10mol，H₂为0.30mol，NH₃为0.10mol．则该条件下达到平衡时H₂的转化率为33.3%．该温度下的平衡常数K的值为$\frac{100}{27}$．若升高温度，K值减小（填“增大”“减小”或“不变”）．

Answer 1

分析 （1）此反应为可逆反应，0.5 mol N₂和1.5 mol H₂不可能完全反应；
（2）将一定量的H₂（g）和N₂（g）放入1L密闭容器中，在500℃、2×10⁷ Pa下达到平衡，测得N₂为0.10mol，H₂为0.30mol，NH₃为0.10mol，则：
            N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）
起始量（mol）：0.15   0.45      0
变化量（mol）：0.05   0.15     0.1
平衡量（mol）：0.1    0.3      0.1
氢气转化率=$\frac{反应的氢气物质的量}{氢气起始物质的量}$×100%；
平衡常数K=$\frac{{c}^{2}（N{H}_{3}）}{c（{N}_{2}）×{c}^{3}（{H}_{2}）}$；
正反应为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，平衡常数减小．

解答 解：（1）由图可知，1mol N₂和3mol H₂完全反应放出热量为92.4kJ，此反应为可逆反应，0.5 mol N₂和1.5 mol H₂不可能完全反应，充分反应后，放出的热量＜46.2kJ，
故答案为：＜；此反应为可逆反应，0.5 mol N₂和1.5 mol H₂不可能完全反应；
（2）将一定量的H₂（g）和N₂（g）放入1L密闭容器中，在500℃、2×10⁷ Pa下达到平衡，测得N₂为0.10mol，H₂为0.30mol，NH₃为0.10mol，则：
            N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）
起始量（mol）：0.15   0.45      0
变化量（mol）：0.05   0.15      0.1
平衡量（mol）：0.1    0.3       0.1
氢气转化率=$\frac{0.15mol}{0.45mol}$×100%=33.3%；
平衡常数K=$\frac{{c}^{2}（N{H}_{3}）}{c（{N}_{2}）×{c}^{3}（{H}_{2}）}$=$\frac{0．{1}^{2}}{0.1×0．{3}^{3}}$=$\frac{100}{27}$；
正反应为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，平衡常数减小，
故答案为：33.3%；$\frac{100}{27}$；减小．

点评 本题考查化学平衡计算、平衡常数，注意三段式在化学平衡计算中应用，难度不大．