Question

【題目】德國化學家哈伯(F.Haber)從1902年開始研究由氮氣和氫氣直接合成氨。合成氨為解決世界的糧食問題作出了重要貢獻。其原理為N2(g)+3H2(g)2NH3(g) △H=-92.4kJ/mol

(1)若已知H-H鍵的鍵能為436.0kJ/mol，N-H的鍵能為390.8kJ/mol，則NN的鍵能約為_____kJ/mol

(2)合成氨反應不加催化劑很難發生，催化劑鐵觸媒加入后參與了反應降低了活化能。其能量原理如圖所示，則加了催化劑后整個反應的速率由______決定(填“第一步反應”或者“第二步反應”)，未使用催化劑時逆反應活化能______正反應活化能(填“大于”“小于”或者“等于”)

(3)從平衡和速率角度考慮，工業生產采取20MPa到50MPa的高壓合成氨原因______

(4)一定溫度下恒容容器中，以不同的H2和N2物質的量之比加入，平衡時NH3體積分數如圖所示，則H2轉化率a點______b點(填"大于”“小于”或者“等于”)。若起始壓強為20MPa，則b點時體系的總壓強約為______MPa。

(5)若該反應的正逆反應速率分別表示為v正=K正，v逆=K逆c2(NH3)，則一定溫度下，該反應 的平衡常數K=______(用含K正和K逆的表達式表示)，若K正和K逆都是溫度的函數，且隨溫度升高而升高，則圖中c和d分別表示______和______隨溫度變化趨勢(填K正或者K逆)。

(6)常溫下，向20mL的0.1mol/L的鹽酸中通入一定量氨氣反應后溶液呈中性(假設溶液體積變化忽略不計)則所得溶液中c(NH4+)=_______

Answer 1

【答案】944.4 第一步反應 大于 當壓強低于20MPa時，反應速率慢，且反應轉化率低，壓強過大于50MPa時，轉化率提升不大，但對設備的要求高，生產成本高 小于 19 K正 K逆 0.1mol/L

【解析】

（1）根據反應熱的計算公式，可得，故答案為：944.4；

（2）因為第一步反應的活化能大于第二步反應的活化能，則催化劑后整個反應的速率由第一步反應決定，由圖可知未使用催化劑時逆反應活化能大于正反應活化能，故答案為：第一步反應；大于；

（3）根據工業上制備氨氣的原理可知，當壓強低于20MPa時，反應速率慢，且反應轉化率低，壓強過大于50MPa時，轉化率提升不大，但對設備的要求高，生產成本高，所以工業生產采取20MPa到50MPa的高壓合成氨，故答案為：當壓強低于20MPa時，反應速率慢，且反應轉化率低，壓強過大于50MPa時，轉化率提升不大，但對設備的要求高，生產成本高；

（4）當增大氫氣的用量時，氮氣的轉化率升高，氫氣的轉化率降低，則H2的轉化率a點小于b點；根據圖知b點氨氣的體積分數為5%，設氮氣與氫氣在恒容密閉容器中各投1mol，轉化的氮氣為xmol，則可列三段式為：

N2+3H22NH3

則有，，由此可得x= ，P(平衡)=19MPa，故答案為：小于；19；

（5）平衡時，正反應速率=逆反應速率，則有，平衡常數K= ；該反應為放熱反應，溫度升高時，平衡會逆向移動，平衡常數會減小，則K逆大于K正，c代表K正，d代表K逆，故答案為：；K正；K逆；

（6）反應后溶液呈中性，溶液中c（H+）=c（OH-）且由電荷守恒c（H+）+c（NH4+）=c（OH-）+c（Cl-），則c（NH4+）= c（Cl-）=0.1mol/L，故答案為：0.1mol/L。