Question

【題目】工業合成氨對人類生存貢獻巨大，反應原理為：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) △H

(1)若在一容積為2L的密閉容器中加入0.2mol的N2和0.6mol的H2在一定條件下發生反應，若在5分鐘時反應達到平衡，此時測得NH3的物質的量為0.2mol。則前5分鐘的平均反應速率v(N2)=__。

(2)平衡后，若提高H2的轉化率，可以采取的措施有__。

A．加入催化劑 B．增大容器體積

C．降低反應體系的溫度 D．加入一定量N2

(3)科學家研究在催化劑表面合成氨的反應機理，反應步驟與能量的關系如圖所示（吸附在催化劑表面的微粒用*標注，省略了反應過程中的部分微粒）。

寫出步驟c的化學方程式___；由圖像可知合成氨反應的△H__0（填“＞”“＜”或“=”）。

(4)將n(N2)∶n(H2)=1∶3的混合氣體，勻速通過裝有催化劑的剛性反應器，反應器溫度變化與從反應器排出氣體中NH3的體積分數φ(NH3)關系如圖。隨著反應器溫度升高，NH3的體積分數φ(NH3)先增大后減小的原因是_。

某溫度下，混合氣體在剛性容器內發生反應，起始氣體總壓為2×107Pa，平衡時總壓為開始的90%，則H2的轉化率為___（氣體分壓P分=P總×體積分數）。用某物質的平衡分壓代替物質的量濃度也可以表示化學平衡常數（記作KP），此溫度下，該反應的化學平衡常數KP=__（分壓列計算式、不化簡）。

(5)合成氨的原料氣H2可來自甲烷水蒸氣催化重整（SMR）。我國科學家對甲烷和水蒸氣催化重整反應機理也進行了廣泛研究，通常認為該反應分兩步進行。第一步：CH4催化裂解生成H2和碳（或碳氫物種），其中碳（或碳氫物種）吸附在催化劑上，如CH4→Cads/［C(H)n］ads＋(2-)H2；第二步：碳（或碳氫物種）和H2O反應生成CO2和H2，如Cads/C(H)n］ads＋2H2O→CO2＋(2＋)H2。反應過程和能量變化殘圖如下（過程①沒有加催化劑，過程②加入催化劑），過程①和②ΔH的關系為：①__②（填“＞”“＜”或“=”）；控制整個過程②反應速率的是第__步（填“I”或“II”），其原因為__。

Answer 1

【答案】0.01molL-1min-1 CD NNH+H2N+NH3 < 溫度低于To時未達平衡，溫度升高，反應速率加快，NH3的體積分數增大；高于To時反應達平衡，由于該反應是放熱反應，溫度升高平衡常數減小，NH3的體積分數減小(答案合理即可) 20% = Ⅱ 第Ⅱ步的活化能大，反應速率慢

【解析】

(1)對于合成氨反應N2(g)+3H2(g)2NH3(g)，由平衡時生成NH3的物質的量為0.2mol，可求出參加反應的N2為0.1mol，由此可求出在一容積為2L的密閉容器中，前5分鐘的平均反應速率v(N2)。

(2)A．加入催化劑，可加快反應速率，但對平衡不產生影響；

B．增大容器體積，也就是減小壓強，平衡逆向移動；

C．降低反應體系的溫度，平衡正向移動；

D．加入一定量N2，平衡正向移動。

(3)由圖中可以看出，步驟c中NNH與H2在催化劑作用下發生反應生成N和NH3；由圖象可知合成氨反應的反應物總能量大于生成物的總能量。

(4)對于放熱反應，升高溫度平衡逆向移動，To前，隨溫度升高，NH3的體積分數φ(NH3)增大，則表明反應未達平衡，由此得出先增大后減小的原因。

令起始時，n(N2)=1mol，則n(H2)=3mol，設參加反應的N2的物質的量為x，從而建立三段式：

則，由此可求出x=0.2mol，從而確定H2的轉化率。則平衡分壓p(N2)==4×106pa，p(H2)==1.2×107pa，p(NH3)==2×106pa，代入KP即得。

(5)過程①和②中，催化劑不影響反應物的轉化率，對ΔH不產生影響；整個過程②分兩步進行，第二步的活化能大。

(1)對于合成氨反應N2(g)+3H2(g)2NH3(g)，由平衡時生成NH3的物質的量為0.2mol，可求出參加反應的N2為0.1mol，由此可求出在一容積為2L的密閉容器中，前5分鐘的平均反應速率v(N2)== 0.01molL-1min-1。答案為：0.01molL-1min-1；

(2)A．加入催化劑，可加快反應速率，但對平衡不產生影響，A不合題意；

B．增大容器體積，也就是減小壓強，平衡逆向移動，H2的轉化率減小，B不合題意；

C．降低反應體系的溫度，平衡正向移動，H2的轉化率增大，C符合題意；

D．加入一定量N2，平衡正向移動，H2的轉化率增大，D符合題意；

故選CD。答案為：CD；

(3)由圖中可以看出，步驟c中NNH與H2在催化劑作用下發生反應生成N和NH3，步驟c的反應方程式為NNH+H2N+NH3；由圖象可知合成氨反應的反應物總能量大于生成物的總能量，所以合成氨反應的△H<0。答案為：NNH+H2N+NH3；<；

(4)對于放熱反應，升高溫度平衡逆向移動，To前，隨溫度升高，NH3的體積分數φ(NH3)增大，則表明反應未達平衡，由此得出先增大后減小的原因為溫度低于To時未達平衡，溫度升高，反應速率加快，NH3的體積分數增大；高于To時反應達平衡，由于該反應是放熱反應，溫度升高平衡常數減小，NH3的體積分數減小(答案合理即可)。答案為：溫度低于To時未達平衡，溫度升高，反應速率加快，NH3的體積分數增大；高于To時反應達平衡，由于該反應是放熱反應，溫度升高平衡常數減小，NH3的體積分數減小(答案合理即可)；

令起始時，n(N2)=1mol，則n(H2)=3mol，設參加反應的N2的物質的量為x，從而建立三段式：

則，由此可求出x=0.2mol，從而確定H2的轉化率為=20%；平衡分壓p(N2)==4×106pa，p(H2)==1.2×107pa，p(NH3)==2×106pa，代入，即得KP=。答案為：20%；；

(5)過程①和②中，催化劑不影響反應物的轉化率，對ΔH不產生影響，所以①=②；整個過程②分兩步進行，第II步的活化能大，所以需控制第II步，其原因為第Ⅱ步的活化能大，反應速率慢。答案為：=；Ⅱ；第Ⅱ步的活化能大，反應速率慢。