Question

工業(yè)上以氨氣為原料（鉑銠合金網為催化劑）催化氧化法制硝酸的過程如下：

（1）己知反應一經發(fā)生，鉑銠合金網就會處于紅熱狀態(tài)．寫出氨催化氧化的化學方程式：

 

；當溫度升高時，該反應的平衡常數(shù)K值

 

（填“增大”、“減小”或“不變”）．
（2）硝酸廠尾氣常用的處理方法是催化還原法：催化劑存在時用H₂將N0₂還原為N₂．已知：
2H₂（g）+0₂（g）=2H₂0（g）△H=a  kJ?mol^-1
N₂（g）+20₂（g）=2N0₂（g）△H=b  kJ?mol^-1
H₂0（1）=H₂0（g）△H=c kJ?mol^-1 則反應2NO₂（g）+4H₂（g）=N₂（g）+4H₂0（1）的△H=

 

．（用a、b、c表示）
（3）①合成氨反應的化學方程式為N₂+3H₂?2NH3，該反應在固定容積的密閉容器中進行．下列各項標志著該反應達到化學平衡狀態(tài)的是

 

（填序號）
A、容器內N₂、H₂、NH₃的濃度之比為1：3：2
B、3v_正（N₂）=v_逆（H₂）
C、容器內壓強保持不變
D、混合氣體的相對分子質量保持不變
E．1mol N三N鍵斷裂，同時1mol H-H鍵斷裂
②若在恒溫條件下，將N₂與H₂按一定比例混合通入一個容積為2L的密閉容器中，5min反應達平衡，n（N₂）=1mol，n（H₂）=1mol，n（NH₃）=2mol，則反應速率v（N₂）=

 

，H₂的平衡轉化率=

 

；若保持容器的溫度不變，在10min時將容器的容積壓縮為lL，請在答題卡坐標圖中，畫出從反應開始至15min時c（NH₃）隨時間變化曲線示意圖．

Answer 1

考點：化學平衡常數(shù)的含義,用蓋斯定律進行有關反應熱的計算,化學平衡狀態(tài)的判斷,物質的量或濃度隨時間的變化曲線

專題：化學平衡專題

分析：（1）在一定條件下氨氣與氧氣反應生成一氧化氮和水；對于吸熱反應，隨著溫度的升高，K增大，對于放熱反應，隨著溫度的升高，K減�。�
（2）根據蓋斯定律，由已知熱化學方程式乘以適當?shù)南禂?shù)進行加減，反應熱也處于相應的系數(shù)進行相應的加減，求解；
（3）①根據化學平衡狀態(tài)的特征分析，當反應達到平衡狀態(tài)時，正逆反應速率相等，各物質的濃度、質量、體積分數(shù)以及百分含量不變；
②根據反應速率的定義列式計算；轉化率=

轉化量

起始量

×100%；上述反應5分鐘后達平衡時，c （NH₃）=1mol/L，平衡體系在10min時將容器的容積從2L壓縮為lL，由1mol/L突變?yōu)?mol/L，縮小體積則壓強增大，化學平衡正向移動，即向右移動，c （NH₃）繼續(xù)增大，由于反應是可逆的，不能進行到底，NH₃平衡濃度小于2.67 mol/L，到達平衡的時間應小于15min．

解答： 解：（1）氨催化氧化的產物是一氧化氮和水，是工業(yè)生產硝酸獲得一氧化氮的反應，化學方程式為4NH₃+5O₂

催化劑 .

△

4NO+6H₂O．已知反應一經發(fā)生，鉑銠合金網就會處于紅熱狀態(tài)．可知正反應是放熱反應，隨著溫度的升高，K減小，
故答案為：4NH₃+5O₂

催化劑 .

△

4NO+6H₂O，減��；
（2）已知：①2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（g）△H=a kJ?mol^-1
②N₂（g）+2O₂（g）=2NO₂（g）△H=b kJ?mol^-1
③H₂O（l）=H₂O（g）△H=c kJ?mol^-1
則由蓋斯定律可知，①×2-②-4×③得反應2NO₂（g）+4H₂（g）=N₂（g）+4H₂O（l），△H=（2a-b-4c）kJ/mol，
故答案為：（2a-b-4c）kJ/mol；
（3）①A．反應平衡時各物質的濃度是否相等，取決于起始時各物質的量的關系和轉化的程度，故A錯誤；
B．反應達到平衡時，正逆反應速率相等，3v_正（N₂）=v_逆（H₂），v_正（N₂）表示消耗N₂的速率，v_逆（H₂）表示生成H₂的速率，且v_正（N₂）：v_逆（H₂）=1：3，充分說明向兩個相反方向進行的程度相當，故B正確；
C．該反應是反應前后氣體體積有變化的反應，所以達到平衡狀態(tài)時，正逆反應速率相等，平衡時各種物質的物質的量、濃度等不再發(fā)生變化，該容器中的壓強不再變化時，反應達到平衡狀態(tài)，故C正確；
D．根據質量守恒，反應前后混合氣體的質量不變，而該反應是反應前后氣體物質的量有變化，則根據M=

m

n

可知混合氣體的相對分子質量是一個變量，當保持不變時證明該反應是否達到平衡狀態(tài)，故D正確；
E．無論反應是否達到平衡狀態(tài)，只要斷裂1mol N≡N鍵斷裂同時，就斷裂3molH-H鍵，故E錯誤；
故答案為：BCD；
②5分鐘后反應達平衡時，n（N₂）=1mol，n（H₂）=1mol，n （NH₃）=1mol，平衡時的濃度分別為c（N₂）=0.5mol/L、c（H₂）=0.5mol/L，c （NH₃）=1mol/L，
設參加反應的氮氣的物質的量為x，則參加反應的氫氣的物質的量為3x，則
  N₂ +3H₂ ?2NH₃
  1   3    2
  x   3x   2mol   
x=1mol，反應速率V（N₂）═

1mol

2L×5min

=0.1mol/（L?min），H₂的平衡轉化率=

3mol

(3+1)mol

×100%=75%；
上述反應經5分鐘后達平衡時c （NH₃）=1mol/L，平衡體系在10min時將容器的容積從2L壓縮為lL，c （NH₃）先增大1倍，由1mol/L變?yōu)?mol/L，縮小體積則壓強增大，化學平衡正向移動，即向右移動，c （NH₃）繼續(xù)增大，由于反應是可逆的，不能進行到底，NH₃平衡濃度小于2.67 mol/L，到達平衡的時間應小于15min；圖象為：，
故答案為：0.1mol/（L?min）；75%；．

點評：本題考查了化學平衡狀態(tài)的判斷、有關化學平衡的計算、蓋斯定律的運用等，綜合性強，解題時須注意判斷平衡狀態(tài)的標志和角度，計算時須注意方程式中氣體的化學計量數(shù)關系．