Question

氨的合成是最重要的化工生产之一．
（1）合成氨用的氢气，工业上可利用“甲烷蒸气转化法生产氢气”，反应为：CH₄（g）+H₂O

高温

催化剂

CO（g）+3H₂（g），已知有关反应的能量变化如下图：

则该反应的焓变△H=

 

；
（2）已知温度、压强对甲烷平衡含量的影响如下图，请回答：

①温度对该反应的反应速率和平衡移动的影响是

 

；
②已知：在700℃，1MPa时，1mol CH₄与1mol H₂O在1L的密闭容器中反应，6分钟达到平衡，此时CH₄的转化率为80%，用H₂表示的平均反应速率为

 

，该温度下反应的平衡常数

 

（结果保留小数点后一位数字）；
③为进一步提高CH4的平衡转化率，下列措施中能达到目的是；
a．提高反应开始时的水碳比

n(H2O)

n(CH4)

b．使用更高效的催化剂       
c．增大压强
（3）已知在400℃时，N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）的K′=0.5．
①2NH₃（g）?N₂（g）+3H₂（g）的K=

 

（填数值）．
②400℃时，在0.5L的反应容器中进行合成氨反应，一段时间后，测得N₂、H₂、NH₃的物质的量分别为2mol、1mol、2mol，则此时反应v（N₂）正

 

v（N₂）逆（填“＞”、“＜”、“=”或“不确定”）．
（4）常温下，将a mol?L^-1的氨水与0.1mol?L^-1的盐酸等体积混合，当溶液中c（NH⁴⁺）=c（Cl^-）时，则a

 

  0.1mol?L^-1（填“＞”、“＜”或“=”）；NH3?H₂O的电离常数K_b=mol?L^-1（用含a的代数式表示）．

Answer 1

考点：合成氨条件的选择,反应热和焓变,化学平衡的影响因素,弱电解质在水溶液中的电离平衡

专题：基本概念与基本理论

分析：（1）根据盖斯定律及图象中焓变计算出该反应的焓变△H；
（2）①根据图象中甲烷含量随温度变化分析；
②根据甲烷的量求出生成的氢气的量，然后求出氢气的反应速率；根据平衡时的浓度可以求得平衡常数；
③根据该反应特点及平衡移动原理进行解答；
（3）①相同温度下，同一可逆反应的正逆平衡常数互为倒数关系；
②根据浓度熵和平衡常数之间的关系来判断反应的状态；
（4）根据电荷守恒及反应平衡时溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）分析溶液的酸碱性，判断a的大小，再利用离子浓度来计算电离常数．

解答：解：（1）反应CH₄（g）+H₂O

高温

催化剂

CO（g）+3H₂（g），可由反应①2CH₄（g）+3O₂（g）→2CO+4H₂O（g），②2H₂（g）+O₂（g）→2H₂O（g）合并而成，即

①-②×3

2

，根据盖斯定律，结合图中数据，可以求得焓变△H=

-564.3-(-241.8)×3

2

kJ?mol^-1=+161.1 kJ?mol^-1，
故答案为：+161.1 kJ?mol^-1；
（2）①由图象可知，其他条件不变，升高温度，反应速率加快，甲烷的百分含量减小，平衡向正反应方向移动，
故答案为：其他条件不变，升高温度，反应速率加快，平衡向正反应方向移动；
②参加反应的CH₄为：1mol×80%=0.8mol，所以生成的氢气为：n（H₂）=3n（CH₄）=2.4mol，v（H₂）=

△n V

t

=

2.4mol 1L

6min

=0.4 mol/（L?min），
在反应CH₄（g）+H₂O

高温

催化剂

CO（g）+3H₂（g）中，平衡时CH₄的物质的量为：1mol-0.8mol=0.2mol，
依据化学方程式可知，H₂O的物质的量为0.2mol，CO的物质的量为0.8mol，H₂的物质的量为2.4mol，而容器体积为1L，
所以平衡常数为：

0.8×2．43

0.2×0.2

=276.5，
故答案为：0.4 mol/（L?min）；276.5；
③a、增加一种物质的浓度可以提高另一种反应物的转化率，故a正确；
b、催化剂对平衡没有影响，不能改转化率，故b错误；
c、由于该反应前后气体体积不变，所以增大压强，平衡不移动，不能改变甲烷的转化率，故c错误；
故答案为：a；
（3）①相同温度下，同一可逆反应的正逆平衡常数互为倒数关系，在400℃时，N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）的K′=0.5，
则2NH₃（g）?N₂（g）+3H₂（g）的K=

1

K′

=2，
故答案为：2；
②测得N₂、H₂、NH₃的物质的量分别为2mol、1mol、2mol，容器容积为0.5，则N₂、H₂、NH₃的物质的量浓度分别为：4mol/L、2mol/L、4mol/L时，Qc

c2(NH3)

c(N2)c3(H2)

=0.5，Q_C=K，所以该状态是平衡状态，正逆反应速率相等，
故答案为：=；
（4）根据溶液中电荷守恒，c（NH₄⁺）=c（Cl^-），则c（H⁺）=c（OH^-），则溶液显中性，当a=0.1时，两溶液恰好反应生成氯化铵，溶液显示酸性，若要满足溶液显示中性，则加入的氨水应该稍过量，则a＞0.1；
溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=

1

2

×0.1mol?L^-1=0.05mol?L^-1，c（H⁺）=c（OH^-）=1×10^-7 mol?L^-1（因为是25℃下且为中性），故混合后溶液中c（NH₃．H₂O）=

1

2

×amol?L^-1-0.05mol?L^-1=（0.5a-0.05）mol/L，NH₃?H₂O的电离常数K_b=

10-7×0.05

0.5a-0.05

mol/L=

10-8

a-0.1

mol/L，
故答案为：＞；

10-8

a-0.1

．

点评：本题考查了热化学方程式的有关计算、化学平衡常数的计算、化学平衡的影响、离子浓度大小比较等知识，题目难度较大，试题涉及的知识点较多，综合性较强，充分考查了学生对所学知识的掌握情况．