Question

【題目】工業(yè)合成氨的反應如下：3H2+N22NH3。某溫度下，在容積恒定為2.0 L的密閉容器中充入2.0 mol N2和2.0 mol H2，一段時間后反應達平衡狀態(tài)，實驗數據如下表所示：

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

(1)0～50 s內的平均反應速率 v(N2)＝_______________。

(2)250 s時，H2的轉化率為________。

(3)已知N≡N的鍵能為946 kJ·mol-1，H－H的鍵能為436 kJ·mol-1，N－H的鍵能為391 kJ·mol-1，則生成1 mol NH3過程中的熱量變化為_______kJ。下圖能正確表示該反應中能量變化的是_____(填字母)。

A． B．

(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．及時分離出NH3

(5)下列可判斷反應已達到平衡狀態(tài)的是__________。

A 氣體的平均摩爾質量不變

B N2、H2的反應速率比為1:3

C 混合氣體的密度不變

D 生成1mol N2的同時生成2mol NH3

E N2、H2、NH3物質的量之比等于系數比

F 混合氣體的總壓強不再發(fā)生改變

Answer 1

【答案】1.2×10-3 mol·L-1·s-1 30% 46 A b ADF

【解析】

(1)圖表中0～50s內氨氣的濃度變化為0.24mol，可以計算氨氣的反應速率，再根據速率之比等于化學方程式計量數之比計算氮氣的反應速率；

(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，由此計算氫氣的轉化率；

(3)反應焓變△H=反應物總鍵能-生成物總鍵能；依據焓變判斷反應圖像的變化；

(4)升高溫度、增大壓強、增大濃度、加入催化劑、增加接觸面積等措施都可以加快反應速率；

(5)根據化學平衡的定義判斷反應是否達到平衡狀態(tài)。

(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)，故答案為：1.2×10-3mol/(Ls)；

(2)250s時，生成氨氣的物質的量為0.40mol，則反應的氫氣的物質的量為0.6mol，轉化率=×100%=30%，故答案為：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=-46kJ/mol，則生成1molNH3過程中的熱量變化位46kJ，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，故答案為：46；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，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，氨氣的濃度減小，反應速率減小，故e錯誤；故答案為：b；

(5)A．反應前后氣體質量不變，氣體物質的量減小，根M=可知，平均相對分子質量是變量，混合氣體的平均相對分子質量保持不變，說明達到平衡狀態(tài)，故A選；B.根據方程式，N2、H2的反應速率比始終為1:3，N2、H2的反應速率比為1:3不能說明達到平衡狀態(tài)，故B不選；C．反應前后氣體質量不變、體積不變，根據ρ=可知，密度是恒量，混合氣體的密度保持不變，不一定達到平衡狀態(tài)，故C不選；D.生成1mol N2的同時一定分解2mol NH3，因此生成1mol N2的同時生成2mol NH3，說明正逆反應速率相等，達到平衡狀態(tài)，故D選；E. N2、H2、NH3物質的量之比等于系數比，不能說明三者的物質的量不變，不能說明達到平衡狀態(tài)，故E不選；F. 反應前后氣體物質的量是變量，即反應過程中混合氣體的總壓強為變量，總壓強不再發(fā)生改變，說明達到平衡狀態(tài)，故F選；故答案為：ADF。