Question

可逆反應N₂+3H₂2NH₃是工業(yè)上合成氨的重要反應．

（1）根據(jù)圖1請寫出合成氨的熱化學方程式

N₂（g）+3H₂（g）2NH₃（g）△H=2（E₁-E₃）或-2（E₃-E₁）kg/mol

（熱量用E₁、E₂或E₃表示）
（2）圖1中虛線部分是通過改變化學反應中的

催化劑

條件，請解釋原因

因為催化劑能改變反應的路徑，使發(fā)生反應所需的活化能降低

．
（3）當反應達到平衡位置時不斷改變條件（不改變N₂、H₂和NH₃的量），圖2表示反應速率與反應過程的關系，其中表示平衡混合物中NH₃的含量最高的一段時間是

t₀-t₁

（4）在一定溫度下，若將4a mol H₂和2amol N₂放入2L的密閉容器中，充分反應后測得N₂的轉(zhuǎn)化率為50%，則該反應的平衡常數(shù)為

16

a2

．若此時再向該容器中投入a mol H₂、amol N₂和2amol NH₃，判斷平衡移動的方向是

正向移動

（“正向移動”“逆向移動”或“不移動”）
（5）將上述實驗中產(chǎn)生的NH₃通入到0.04mol?L^-1的FeCl₃溶液中，要使溶液中Fe³⁺沉淀較完全（即Fe³⁺濃度降至原來的千分之一），則溶液的pH為

3

（已知常溫下，F(xiàn)e（OH）₃的溶度積常數(shù)Ksp=4×10^-38）

Answer 1

分析：（1）由圖1可知反應物的總能量大于生成物的總能量，則該反應為放熱反應，生成1mol氨氣時放出的熱量為（E₃-E₁）kg，然后利用化學計量數(shù)與反應熱的關系并標明物質(zhì)的狀態(tài)來書寫熱化學反應方程式；
（2）根據(jù)圖1中虛線部分降低了反應所需的活化能，但反應熱不變來分析；
（3）根據(jù)溫度、催化劑、壓強對反應速率和化學平衡的影響來分析平衡混合物中NH₃的含量；
（4）利用三段法計算出平衡時各物質(zhì)的濃度，再計算K，然后利用Q與K的關系來分析平衡的移動；
（5）由常溫下，F(xiàn)e（OH）₃的溶度積常數(shù)Ksp=4×10^-38及Fe³⁺沉淀較完全（即Fe³⁺濃度降至原來的千分之一）來計算．

解答：解：（1）由圖可知該反應為放熱反應，且生成1mol生成物放出的熱量為（E₃-E₁）kg，則生成2mol生成物放熱為2（E₃-E₁）kg，即
該反應的熱化學方程式為N₂（g）+3H₂（g）2NH₃（g）△H=2（E₁-E₃）或-2（E₃-E₁）kg/mol，
故答案為：N₂（g）+3H₂（g）2NH₃（g）△H=2（E₁-E₃）或-2（E₃-E₁）kg/mol； 
（2）圖1中虛線部分改變了反應的途徑，從而降低了反應所需的活化能，但反應熱不變，則改變的條件應為催化劑，
故答案為：催化劑；因為催化劑能改變反應的路徑，使發(fā)生反應所需的活化能降低；
（3）由圖2可知，t₁-t₂時應為升高溫度使逆反應速率增大，化學平衡逆向移動，NH₃的含量減少；t₂-t₃時為平衡狀態(tài)，含量不變；t₃-t₄時應為催化劑對化學反應的影響，反應速率增大，但化學平衡不移動；t₄-t₅時應為減小壓強對反應的影響，減小壓強化學平衡逆向移動，NH₃的含量減少，即t₀-t₁時NH₃的含量最大，故答案為：t₀-t₁；
（4）由4amolH₂和2amolN₂放入2L的密閉容器中，充分反應后測得N₂的轉(zhuǎn)化率為50%，則
     N₂+3H₂2NH₃
開始 a   2a
轉(zhuǎn)化0.5a  1.5a       a 
平衡0.5a   0.5a      a
K=

a2

0.5a×(0.5a)3

=

16

a2

，
若此時再向該容器中投入amolH₂、amolN₂和2amolNH₃，
則Q=

(2a)2

a×(a)3

=

4

a2

＜K，則化學平衡正向移動，故答案為：

16

a2

；正向移動；
（5）Fe³⁺沉淀較完全時，F(xiàn)e³⁺濃度為0.04mol/L×10^-3=4×10^-5mol/L，
由常溫下，F(xiàn)e（OH）₃的溶度積常數(shù)Ksp=4×10^-38，
則c（OH^-）=

3	4×10-38 4×10-5

=10^-11，
故c（H⁺）=10^-3，所以pH=3，故答案為：3．

點評：本題考查化學反應速率及化學平衡與圖象的關系，明確常見影響反應速率及化學平衡的影響因素即可解答，學生應學會利用Q與K的關系來判斷反應進行的方向，本題中（4）、（5）是學生解答的難點．