Question

(8分)德國人哈伯在1913年實現了合成氨的工業化生產，反應原理：

N₂(g)＋3H₂(g) 2NH₃(g)；已知298 K時，

ΔH＝－92.4 kJ·mol^－1，ΔS＝－198.2 J·mol^－1·K^－1，試回答下列問題：

(1)計算說明298 K下合成氨反應能否自發進行？________(填“能”或“不能”)；在298 K時，將10 mol N₂和30 mol H₂放入合成塔中，為什么放出的熱量小于924 kJ？________。

(2)如圖在一定條件下，將1 mol N₂和3 mol H₂混合于一個10 L的密閉容器中，反應達到A平衡時，混合氣體中氨占25%，試回答下列問題：

①N₂的轉化率為________；

②在達到狀態A時，平衡常數K_A＝________(代入數值的表達式，不要求得具體數值)，當溫度由T₁變化到T₂時，K_A________K_B(填“＝”、“<”或“>”)。

③在達到狀態B時，下列說法正確的是(　　)

a．通入氬氣使壓強增大，化學平衡向正反應方向移動

b．N₂的正反應速率是H₂的逆反應速率的1/3倍

c．降低溫度，混合氣體的平均相對分子質量變小

d．增加N₂的物質的量，H₂的轉化率降低

(3)若在恒溫、恒壓條件下合成氨反應達到平衡后，再向平衡體系中通入氬氣，平衡________移動(填“向左”“向右”或“不”)。

(4)在1998年希臘亞里斯多德大學的Marnellos和Stoukides采用高質子導電性的SCY陶瓷(能傳遞H^＋)，實現了高溫高壓下高轉化率的電化學合成氨，其實驗裝置如圖：

則陰極的電極反應式為____________________________________________________。

 

Answer 1

【答案】

(1)能'由于合成氨反應為可逆反應，10 mol N₂和30 mol H₂不可能完全反應，所以放出的熱量小于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，故該反應在298 K時能自發進行。由于合成氨反應為可逆反應，10 mol N₂和30 mol H₂不可能完全反應，所以放出的熱量小于10×92.4 kJ＝924 kJ。

(2)由反應：設轉化了N₂為x mol·L^－1，

則　　 N₂(g)＋3H₂(g) 2NH₃(g)

初始：　0.1　　　0.3　　　　0

轉化：　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的轉化率為：0.04/0.1×100%＝40%。

②平衡常數K_A＝0.08²/(0.06×0.18³)。當溫度由T₁變化到T₂時，N₂的轉化率降低，說明化學平衡向逆反應方向移動，所以K_A>K_B。③由于在恒容密閉容器中通入氬氣，體系壓強確實增大，但由于N₂、H₂、NH₃的濃度均不發生變化，化學平衡不移動，故a錯誤；達到平衡時正、逆反應速率相等，即v(N₂，正)＝v(N₂，逆)、v(H₂，正)＝v(H₂，逆)，由“化學反應速率之比等于化學方程式中化學計量數之比”知b正確；降低溫度，化學平衡向正反應方向移動，氣體物質的量減少，而氣體總質量不變，根據M＝m/n知，混合氣體的平均相對分子質量增大，故c錯誤；增加N₂的物質的量，化學平衡向正反應方向移動，H₂的轉化率升高，故d錯誤。

(3)在恒壓條件下加入氬氣，則容積增大，導致原平衡中各物質的濃度同等比例減小，所以平衡向氣體體積增大的方向即向左移動。

(4)由于該反應的總式為合成氨反應：N₂＋3H₂2NH₃，在該反應中，H₂失去電子在陽極上發生氧化反應，其電極反應式為：3H₂－6e^－===6H^＋，則陰極電極反應式為“該反應的總式減去陽極電極反應式”得：N₂＋6e^－＋6H^＋===2NH₃。