Question

【題目】工業合成氨的反應如下：N2（g）+3H2（g）2NG3（g）． 某溫度下，在容積恒定為2.0L的密閉容器中充入2.0molN2和2.0molH2 ， 一段時間后反應達平衡狀態，實驗數據如下表所示：

t/s	0	50	150	250	350
n（NH3）	0	0.24	0.36	0.40	0.40

（1）0～50s內的平均反應速率 v（N2）= ．
（2）250s時，H2的轉化率為
（3）已知N≡N的鍵能為946kJ/mol，H﹣H的鍵能為436kJ/mol，N﹣H的鍵能為391kJ/mol，則生成1molNH3過程中的熱量變化kJ．下圖能正確表示該反應中能量變化的是 ．
（4）為加快反應速率，可以采取的措施 a．降低溫度 b．增大壓強 c．恒容時充入He氣d．恒壓時充入He氣 e．及時分離NH3
（5）下列說法錯誤的是 a．使用催化劑是為了加快反應速率，提高生產效率
b．上述條件下，N2不可能100%轉化為NH3
c．為了提高N2的轉化率，應適當提高H2的濃度
d．250～350s生成物濃度保持不變，反應停止．

Answer 1

【答案】
（1）1.2×10﹣3mol/（L?s）
（2）30%
（3）92；A
（4）b
（5）d
【解析】解：（1）圖表中0～50s內氨氣的濃度變化為0.24mol，計算氨氣的反應速率v（NH3）= =0.0024mol/（Ls），v（NH3）：v（N2）=2：1，v（N2）= =1.2×10﹣3mol/（Ls ）， 所以答案是：1.2×10﹣3mol/（Ls ）；（2）250s時，氨氣生成的物質的量為0.40mol，則反應的氫氣物質的量=0.6mol，轉化率= ×100%= ×100%=30%，
所以答案是：30%；（3）已知N≡N的鍵能為946kJ/mol，H﹣H的鍵能為436kJ/mol，N﹣H的鍵能為391kJ/mol，N2（g）+3H2（g）2NH3（g），生成1molNH3反應過程中能量變化= ×946KJ/moL+ ×436KJ/mol﹣3×391kJ/mol=﹣92KJ/mol，則生成1molNH3過程中的熱量變化位92KJ，反應為放熱反應，反應物能量高于生成物的能量，反應為放熱反應，正確表示該反應中能量變化的是選A，
所以答案是：92；A；（4）a．降低溫度，反應速率減小，故a錯誤；
b．增大壓強，反應速率增大，故b正確；
c．恒容時充入He氣，總壓增大，分壓不變，平衡不變，反應速率不變，故c錯誤；
d．恒壓時充入He氣，體積增大，壓強減小，反應速率減小，故d錯誤；
e．及時分離NH3 反應正向進行，難度減小反應速率減小，故e錯誤；
所以答案是：b；
·（5）a．使用催化劑是為了加快反應速率，縮短了反應達到平衡的時間，提高了生產效率，故a正確；
b．上述條件下，反應為可逆反應，N2不可能100%轉化為NH3 ， 故b正確；
c．為了提高N2的轉化率，應適當提高H2的濃度，提高氮氣的轉化率，氫氣轉化率減小，故c正確；
d.250～350s生成物濃度保持不變，反應達到平衡狀態，反應仍然進行．只是正逆反應速率相同，故d錯誤；
所以答案是：d．
【考點精析】解答此題的關鍵在于理解化學平衡狀態本質及特征的相關知識，掌握化學平衡狀態的特征：“等”即 V正=V逆>0；“動”即是動態平衡，平衡時反應仍在進行；“定”即反應混合物中各組分百分含量不變；“變”即條件改變，平衡被打破，并在新的條件下建立新的化學平衡；與途徑無關，外界條件不變，可逆反應無論是從正反應開始，還是從逆反應開始，都可建立同一平衡狀態（等效），以及對化學平衡的計算的理解，了解反應物轉化率=轉化濃度÷起始濃度×100%=轉化物質的量÷起始物質的量×100%；產品的產率=實際生成產物的物質的量÷理論上可得到產物的物質的量×100%．