Question

(8分)德国人哈伯在1913年实现了合成氨的工业化生产，反应原理：

N₂(g)＋3H₂(g) 2NH₃(g)；已知298 K时，

ΔH＝－92.4 kJ·mol^－1，ΔS＝－198.2 J·mol^－1·K^－1，试回答下列问题：

(1)计算说明298 K下合成氨反应能否自发进行？________(填“能”或“不能”)；在298 K时，将10 mol N₂和30 mol H₂放入合成塔中，为什么放出的热量小于924 kJ？________。

(2)如图在一定条件下，将1 mol N₂和3 mol H₂混合于一个10 L的密闭容器中，反应达到A平衡时，混合气体中氨占25%，试回答下列问题：

①N₂的转化率为________；

②在达到状态A时，平衡常数K_A＝________(代入数值的表达式，不要求得具体数值)，当温度由T₁变化到T₂时，K_A________K_B(填“＝”、“<”或“>”)。

③在达到状态B时，下列说法正确的是(　　)

a．通入氩气使压强增大，化学平衡向正反应方向移动

b．N₂的正反应速率是H₂的逆反应速率的1/3倍

c．降低温度，混合气体的平均相对分子质量变小

d．增加N₂的物质的量，H₂的转化率降低

(3)若在恒温、恒压条件下合成氨反应达到平衡后，再向平衡体系中通入氩气，平衡________移动(填“向左”“向右”或“不”)。

(4)在1998年希腊亚里斯多德大学的Marnellos和Stoukides采用高质子导电性的SCY陶瓷(能传递H^＋)，实现了高温高压下高转化率的电化学合成氨，其实验装置如图：

则阴极的电极反应式为____________________________________________________。

 

Answer 1

【答案】

(1)能'由于合成氨反应为可逆反应，10 mol N₂和30 mol H₂不可能完全反应，所以放出的热量小于10×92.4 kJ＝924 kJ

(2)①40%'②0.08²/(0.06×O.18³)'>'③b

(3)向左'(4)N₂＋6e^－＋6H^＋===2NH₃

【解析】(1)ΔH－TΔS＝－92.4 kJ·mol^－1－298 K×(－198.2 J·mol^－1·K^－1)×10^－3 kJ·J^－1＝－33.3 kJ·moL^－1<0，故该反应在298 K时能自发进行。由于合成氨反应为可逆反应，10 mol N₂和30 mol H₂不可能完全反应，所以放出的热量小于10×92.4 kJ＝924 kJ。

(2)由反应：设转化了N₂为x mol·L^－1，

则　　 N₂(g)＋3H₂(g) 2NH₃(g)

初始：　0.1　　　0.3　　　　0

转化：　x　　　　3x　　　　2x

平衡：　0.1－x　 0.3－3x　　2x

2x/(0.1－x＋0.3－3x＋2x)×100%＝25%'x＝0.04

所以①N₂的转化率为：0.04/0.1×100%＝40%。

②平衡常数K_A＝0.08²/(0.06×0.18³)。当温度由T₁变化到T₂时，N₂的转化率降低，说明化学平衡向逆反应方向移动，所以K_A>K_B。③由于在恒容密闭容器中通入氩气，体系压强确实增大，但由于N₂、H₂、NH₃的浓度均不发生变化，化学平衡不移动，故a错误；达到平衡时正、逆反应速率相等，即v(N₂，正)＝v(N₂，逆)、v(H₂，正)＝v(H₂，逆)，由“化学反应速率之比等于化学方程式中化学计量数之比”知b正确；降低温度，化学平衡向正反应方向移动，气体物质的量减少，而气体总质量不变，根据M＝m/n知，混合气体的平均相对分子质量增大，故c错误；增加N₂的物质的量，化学平衡向正反应方向移动，H₂的转化率升高，故d错误。

(3)在恒压条件下加入氩气，则容积增大，导致原平衡中各物质的浓度同等比例减小，所以平衡向气体体积增大的方向即向左移动。

(4)由于该反应的总式为合成氨反应：N₂＋3H₂2NH₃，在该反应中，H₂失去电子在阳极上发生氧化反应，其电极反应式为：3H₂－6e^－===6H^＋，则阴极电极反应式为“该反应的总式减去阳极电极反应式”得：N₂＋6e^－＋6H^＋===2NH₃。