Question

【題目】運用化學反應原理研究氮、硫等單質及其化合物的反應有重要意義。

（1）硫酸生產過程中2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)，平衡混合體系中SO3的百分含量和溫度的關系如圖所示，根據(jù)圖回答下列問題：

①2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)的△H__________0（填“>”或“<”），

②一定條件下，將SO2與O2以體積比2:1置于一體積不變的密閉容器中發(fā)生以上反應，能說明該反應已達到平衡的是_________。

a．體系的密度不發(fā)生變化 b．SO2與SO3的體積比保持不變

c．體系中硫元素的質量百分含量不再變化 d．單位時間內反應物轉移4 mol 電子，同時消耗2 mol SO3 e．容器內的氣體分子總數(shù)不再變化

（2）一定的條件下，合成氨反應為：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)。圖1表示在此反應過程中的能量的變化，圖2表示在2L的密閉容器中反應時N2的物質的量隨時間的變化曲線。圖3表示在其他條件不變的情況下，改變起始物氫氣的物質的量對此反應平衡的影響。

①升高溫度，該反應的平衡常數(shù)__________（填“增大”或“減小”或“不變”）。

②由圖2信息，計算0~10min內該反應的平均速率v(H2)=________，從11min起其它條件不變，壓縮容器的體積為1L，則n(N2)的變化曲線為________(填“a”或“b”或“c”或“d”)。

③圖3 a、b、c三點所處的平衡狀態(tài)中，反應物N2的轉化率最高的是 ______點，溫度T1 ___T2（填“>”或“=”或“<”）。

Answer 1

【答案】 < bde 減小 0.045mol/(L·min) d c <

【解析】（1）①由圖像可知：溫度越高，平衡混合體系中SO3的百分含量越低。說明升高溫度，化學平衡向逆反應方向移動。根據(jù)平衡移動原理：升高溫度，化學平衡向吸熱反應方向移動。逆反應方向為吸熱反應，所以該反應的正反應為放熱反應。因此△H<0；② a． 密閉容器的體積不變，所以任何時刻物質的密度都不會發(fā)生改變。錯誤。b． SO2與SO3的體積比保持不變,說明單位時間內SO2與SO3的物質的量不變，其濃度也不會發(fā)生改變，反應達到平衡狀態(tài)。正確。c． 因為總質量不變，化學反應無論是否發(fā)生，也無論反應進行到什么時刻，都存在著體系中硫元素的質量百分含量不再變化。因此不能由此判斷反應是否達到平衡狀態(tài)。錯誤。d． 若轉移4 mol 電子必然消耗2 mol SO3，但產生SO3的物質的量不能確定，所以不能判斷反應是否達到平衡狀態(tài)。錯誤。e． 由于該反應是個反應前后氣體體積不等的可逆反應。若未達到平衡，則氣體的分子數(shù)必然發(fā)生改變�，F(xiàn)在容器內的氣體分子總數(shù)不再變化。說明任何物質的消耗個數(shù)與生成個數(shù)相等。反應達到平衡狀態(tài)。正確。因此正確選項為b、e；（2）①化學平衡常數(shù)是可逆反應達到平衡狀態(tài)時各生成物的濃度冪指數(shù)的乘積與各反應物濃度濃度冪指數(shù)的乘積的比。該反應的平衡常數(shù)表達式為根據(jù)圖1可以看出：反應物的能量高，生成物的能量低，該反應的正反應為放熱反應。所以，升高溫度，化學平衡向吸熱反應方向移動（即向逆反應方向移動）。升高溫度，平衡常數(shù)減小；②由圖2信息可知：在10min內c(N2)= = 0.15 mol/L，v(N2)= =0.015mol/(L·min)。v(H2):v(N2)=3:1，所以v(H2) =3 v(N2)= 0.045 mol/(L·min)。將容器的容積由2L壓縮為1L的瞬間，各種物質的濃度都增大為原來的2倍。反應體系的壓強也增大。根據(jù)平衡移動原理，增大壓強，化學平衡向氣體體積減小的方向移動。因為該反應的正反應是氣體體積減小的反應，所以壓縮容器的容積，化學平衡正向移動。這時N2的濃度由于平衡移動消耗又有所減少，但只能減弱這種改變,物質的量繼續(xù)減少直至達到新的平衡狀態(tài)。n(N2)的變化曲線為d；③在其它條件不變的情況下，增大某種反應物的濃度能使其它反應物的轉化率提高，而它本身的轉化率反而降低。由于在c點時氫氣的物質的量最大，所以此時氮氣的轉化率最高。升高溫度，化學平衡向吸熱反應方向移動。該反應的正反應為放熱反應。在其它條件相同時，溫度為T1時的NH3的含量高。說明溫度T1<T2。