题目内容

2．农业对化肥的需求是合成氨工业发展的持久推动力．

（1）已知：N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）△H=-92.4kJ•mol-1．如图1表示500℃、60.0MPa条件下，原料气H2和N2的投料比与平衡时NH3体积分数的关系．
①工业上合成氨的温度一般控制在500℃，原因是该温度下催化剂的活性最好．
②根据图1中a点数据计算N2的平衡体积分数为14.5%，此时H2和N2的转化率之比为1：1．
（2）合成氨工业中，在其他条件相同时，请你画出N2的平衡转化率在不同压强（p1＞p2）下随温度变化的曲线图．
（3）在500℃，反应N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）中，将2mol N2和6mol H2充入一个固定容积为1L的密闭容器中，随着反应的进行，气体混合物中n（H2）、n（NH3）与反应时间t的关系如表所示．
t/min051015202530
N（H2）/mol6.004.503.603.303.033.003.00
N（NH3）/mol01.001.601.801.982.002.00
①根据上表实验数据，计算该反应的平衡常数K=$\frac{4}{27}$．（保留3位有效数字）
②该温度下，若向同容积的另一容器中投入的N2、H2、NH3浓度均为3mol/L，此时v正大于v逆（填“大于”、“小于”或“等于”）．
③根据上表中数据得到的“浓度-时间”关系可用如图3中曲线表示，其中表示c（N2）-t的曲线是乙（填“甲”、“乙”或“丙”）．在此温度下，若起始充入4molN2和12mol H2，反应刚达到平衡时，氢气的浓度可用B点表示（从A～G点中选择）．
（4）近年，又有科学家提出在常温、常压、催化剂等条件下合成氨气的新思路，反应原理为：2N2（g）+6H2O（I）?4NH3（g）+3O2（g），则其反应热△H=+1530 kJ•mol-1．（已知：2H2（g）+O2（g）=2H2O（I）△H=-571.6kJ•mol-1）

分析 （1）①氨气的合成是放热的、体积减小的可逆反应，温度高，可以提高反应速率，但平衡逆向移动，同时在该温度下酶的活性最大；
②根据图1可知H2与N2的投料比为3，平衡时NH3体积分数为42%，设H2物质的量为3amol，N2物质的量为amol，N2转化的物质的量为x，根据平衡三部曲，利用NH3体积分数计算出各物质的物质的量，从而求出平衡体积分数；N2、H2起始物质的量之比等于化学计量数之比，则平衡时N2、H2物质的量浓度之比等于化学计量数之比，转化率相等；
（2）合成氨反应为放热反应，升高温度，转化率减小，据此画出变化图象；
（3）①由表可知表可知25min反应达平衡状态，
              N2（g）+3H2（g）?2NH3（g），
初起（mol/L）：2       6         0 
变化（mol/L）：1       3         2
平衡（mol/L）：1       3         2
此时平衡常数为：K=$\frac{{2}^{2}}{{3}^{3}×1}$=$\frac{4}{27}$；
②根据Qc与K的大小平衡判断正逆反应速率的大小；
③由反应方程式可知：N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）变化量之比等于对应物质的化学计量数之比，而△n甲：△n乙：△n丙=3：1：2，所以表示c（N2）～t的曲线是乙；在此温度下，若起始充入4molN2和12molH2，相当于在原来基础上增加压强，平衡正向移动，所以比原平衡的两倍小，而且达平衡的时间缩短；
（4）已知：①N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）△H=-92.4kJ•mol-1，
②2H2（g）+O2（g）?2H2O（l）△H=-571.6kJ•mol-1，
由盖斯定律：①×2-②×3得2N2（g）+6H2O（l）?4NH3（g）+3O2（g），据此分析．

解答 解：（1）①氨气的合成是放热的、体积减小的可逆反应，温度高，可以提高反应速率，但平衡逆向移动，同时在该温度下酶的活性最大，所以工业上合成氨的温度一般控制在500℃，原因是该温度下催化剂的活性最好，
故答案为：该温度下催化剂的活性最好；
②根据图1可知H2与N2的投料比为3，平衡时NH3体积分数为42%，设H2物质的量为3amol，N2物质的量为amol，N2转化的物质的量为x，则
                   N2+3H2?2NH3
起始（mol）   a    3a          0 
反应（mol）   x    3x          2x 
平衡（mol）  a-x  3a-3x        2x 
则：$\frac{2x}{a-x+3a-3x+2x}$×100%=42%，解得x=0.592a，则N2的平衡体积分数=$\frac{a-0.592a}{4a-2×0.592a}$×100%=14.5%；
N2、H2起始物质的量之比等于化学计量数之比，则平衡时N2、H2物质的量浓度之比等于化学计量数之比为1：3，转化率相等，所以其转化率之比为1：1，
故答案为：14.5%；1：1；
（2）合成氨反应为放热反应，升高温度，转化率减小，据此图象为：，
故答案为：；
（3）①由表可知表可知25min反应达平衡状态，
              N2（g）+3H2（g）?2NH3（g），
初起（mol/L）：2       6         0 
变化（mol/L）：1       3         2
平衡（mol/L）：1       3         2
此时平衡常数为：K=$\frac{{2}^{2}}{{3}^{3}×1}$=$\frac{4}{27}$，
故答案为：$\frac{4}{27}$；
②根据Qc=$\frac{{3}^{2}}{{3}^{3}×3}$=$\frac{3}{27}$＜K，所以平衡正向移动，即此时v正大于v逆，
故答案为：大于；
③由反应方程式可知：N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）变化量之比等于对应物质的化学计量数之比，而△n甲：△n乙：△n丙=3：1：2，所以表示c（N2）～t的曲线是乙；在此温度下，若起始充入4molN2和12molH2，相当于在原来基础上增加压强，平衡正向移动，所以比原平衡的两倍小，而且达平衡的时间缩短，则应是点B，
故答案为：乙；B；
（4）已知：①N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）△H=-92.4kJ•mol-1，
②2H2（g）+O2（g）?2H2O（l）△H=-571.6kJ•mol-1，
由盖斯定律：①×2-②×3得2N2（g）+6H2O（l）?4NH3（g）+3O2（g），△H=（-92.4kJ•mol-1）×2-（-571.6kJ•mol-1）×3=+1530 kJ•mol-1；
故答案为：+1530 kJ•mol-1．

点评 本题考查了化学平衡影响因素分析，平衡计算应用，注意反应特征的计算应用，图象绘制，掌握基础是关键，题目难度较大

练习册系列答案
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19．下列叙述中，正确的是（　　）
A．胶体属于介稳体系
B．蒸发操作中主要仪器是坩埚
C．粗盐经过溶解、过滤、蒸发后得到的是纯净的食盐
D．NH4NO3不属于盐
13．常温下，Ksp（CaSO4）=9×10-6，常温下CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线见图．下列叙述正确的是
①a、c两点均可以表示CaSO4溶于水所形成的饱和溶液②a点对应的Ksp不等于c点对应的Ksp③b点对应的溶液将有沉淀生成④d点溶液通过蒸发溶剂可以变到c点⑤常温下CaSO4溶于水的饱和溶液中，c（Ca2+）与c（SO42-）的乘积对应曲线上任意一点⑥常温下，向100mL饱和CaSO4溶液中加入400mL0.01mol/L Na2SO4溶液，能使溶液由a点变为b点（　　）
A．2句B．3句C．4句D．5句
10．已知反应：H2（g）+I2（g）?2HI（g）△H=-11kJ/mol，在443℃时，气体混合物中碘化氢的物质的量分数x（HI）与反应时间t的关系如下表．（已知：正反应速率为v正=k正•x（H2）•x（I2），逆反应速率为v逆=k逆•x2（HI），其中k正、k逆为速率常数），下列不正确的是（　　）
 t/min平衡时的热量变化
 020406080120
第一组X（HI）00.600.730.7730.7800.784放出Q1kJ
第二组X（HI）10.910.850.8150.7950.784吸收Q2kJ
A．Q1+Q2=11a（a＞0）
B．k正=K•k逆（K为已知反应的平衡常数，下同）
C．K=$\frac{0.21{6}^{2}}{0.10{8}^{2}}$
D．相同温度下，在第二组平衡后的混合气体中再加入2molHI，重新达到平衡后，HI的转化率为21.6%
17．利用N2和H2可以实现NH3的工业合成，而氨又可以进一步制备联氨（N2H4），硝酸等．回答下列问题：
（1）联氨可作为火箭发动机的燃料，与氧化剂N2O4反应生成N2和水蒸气．已知：
①N2（g）+2O2（g）═N2O4（I）△H1=-19.5kJ/mol
②N2O4（g）+O2（g）═N2（g）+2H2O（g）△H2=-534.2kJ/mol
写出联氨和N2O4反应的热化学方程式2N2H4（l）+N2O4（l）=3N2（g）+4H2O（g）△H=-1048.9kJ/mol．
（2）某科研小组研究，在其他条件不变的情况下，改变起始物氢气的物质的量对反应N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）△H=-92.4KH/mol的影响．实验结果如图所示（图中T表示温度，n表示物质的量，NH3%表示NH3的平衡体积分数）：

①图象中T2和T1的关系是：T2＜T1（填“＞”“＜”或“无法确定”）．
②比较在a、b、c三点所处的平衡状态中，反应物N2转化率最高的是c　（填字母）．
③T1温度下，若容器容积为1L，在起始体系中加入1mol　N2，n=3mol，反应达到平衡时H2的转化率为60%，保持容器的体积、温度不变，再向容器内放入1mol　N2、3molH2反应达平衡时，氢气的转化率将增大（填“增大”、“减小”或“不变”）．计算此时反应的平衡常数K=2.1（保留两位有效数字）．
（3）联氨（N2H4）-空气燃料电池是一种碱性燃料电池，电解质溶液时20%-30%的氢氧化钾溶液，现以联氨-空气燃料电池采用电解法制备N2O5，装置如图所示：

写出石墨1的电极反应式N2H4-4e-+4OH-=N2↑+4H2O；在电解池中电解的总反应化学方程式为N2O4+2HNO3$\frac{\underline{\;电解\;}}{\;}$2N2O5+H2↑．
7．在当今社会，氮的氢化物和氧化物与我们的生活息息相关．
（1）NO是一种污染物，工业上用NH3、O2脱除烟气中NO的原理如图所示，该原理中NO最终转化为N2（填化学式），V4+-O-H在反应过程中作催化剂．当消耗2molNH3和0.5molO2时，除去的NO在标准状况下的体积为44.8L．

（2）N2H4是发射航天火箭的常用燃料，已知：N2H4（g）+O2（g）=N2（g）+2H2O（g）△H=-538kJ•mol-1．断开1mol下列化学键系数的能量分别为N-H：390kJ、N≡N：946kJ、O-H：460kJ、O=O：498kJ．则断开1molN-N需要吸收的能量是190kJ．
（3）工业制硝酸时，会发生反应：4NH3（g）+5O2（g）$?_{加热}^{催化剂}$4NO（g）+6H2O（g）△H＜0．
①若其它条件不变，则下列图象不正确的是D（填字母）．

②在1L容积固定的密闭容器中充入NH3和O2发生该反应，部分物质的浓度随时间的变化如下表所示．
  c（NH3）/mol•L-1 c（O2）/mol•L-1 c（NO）mol•L-1
 0 1.2 1.75 0
 4min 0.4 0.75 0.8
 6min 0.4 0.75 0.8
 8min 0.6 1 0.6
 9min 0.6 1 0.6
 10min 1.05 1 1.05
 12min………
0～4min内，用O2表示该反应的平均反应速率为0.25mol•L-1•min-1．反应6～8min时改变了反应条件，改变的反应条件可能是升高温度．
14．700℃时，向容积为2L的密闭容器中充入一定量的CO和H2O，发生反应：CO（g）+H2O（g）?CO2（g）+H2（g），反应过程中测定的部分数据见下表（表中t1＜t2），下列说法正确的是（　　）
 反应时间/min n（CO）/mol n（H2O）/mol
 0 1.20 0.60
 t1 0.80 
 t2  0.20
A．反应在t1 min内的平均速率为v（H2）=$\frac{0.40}{{t}_{1}}$mol/（L•min）
B．保持其他条件不变，起始时向容器中充入0.60 mol CO和1.20 mol H2，到达平衡时，n（CO2）=0.40 mol
C．保持其他条件不变，向平衡体系中再通入0.20 mol CO，与原平衡相比，达到新平衡时CO转化率减小，H2的体积分数也减小
D．温度升至800℃，上述反应平衡常数为0.64，则正反应为吸热反应
11．下列叙述正确的是（　　）
A．常温下，AgCl在同物质的量浓度的AgNO3和NaCl溶液中的溶解度比较，前者大
B．常温下，pH=3的醋酸溶液与pH=11的NaOH溶液等体积混合后形成溶液a，等物质的量浓度的盐酸与NaOH溶液等体积混合后形成溶液b，水的电离程度a＞b
C．若将适量CO2通入0.1 mol•L-1Na2CO3溶液中至溶液恰好呈中性，则溶液中（不考虑溶液体积变化）2c（CO32-）+c（HCO3-）=0.1 mol•L-1
D．常温下，已知醋酸电离平衡常数为Ka；醋酸根水解平衡常数为Kh；水的离子积为Kw；则有：Ka•Kh=Kw
12．向仅含Fe2+，I-，Br-的溶液中通入适量的氯气，溶液中这种离子的物质的量随消耗氯气物质的量的变化如图所示．下列说法中正确的是（　　）
A．线段Ⅲ代表Fe2+的变化情况B．原混合溶液中n（FeBr2）=4mol
C．线段Ⅰ代表Br-的变化情况D．a值等于6

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