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已知合成氨反應N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H＜0，工業上選擇的適宜條件為：500℃、鐵作催化劑、2×10⁷～5×10⁷Pa．下列說法正確的是（　　）

A．升高溫度既加快反應速率，又有利于平衡向合成氨方向移動

B．鐵作催化劑既加快反應速率，又有利于平衡向合成氨方向移動

C．增大壓強既加快反應速率，又有利于平衡向合成氨方向移動

D．將氨分離出來，既加快反應速率，又有利于平衡向合成氨方向移動

分析：A．該反應正反應是放熱反應，升高溫度平衡向逆反應方向移動，不利于氨氣的生成；
B．催化劑不能影響平衡移動；
C．對有氣體參與的反應，增大壓強反應速率加快，平衡向體積減小的分析移動，據此分析判斷；
D．將氨分離出，反應速率降低．

解答：解：A．升高溫度加快反應速率，該反應正反應是放熱反應，升高溫度平衡向逆反應方向移動，平衡向合成氨方向移動，故A錯誤；
B．催化劑加快反應速率，但不能影響平衡移動，故B錯誤；
C．該反應正反應是氣體體積減小的反應，增大壓強反應速率加快，平衡向體積正反應方向移動，利用氨氣的合成，故C正確；
D．將氨分離出，有利于平衡向合成氨方向移動，但反應速率降低，故D錯誤；
故選C．

點評：本題考查化學反應速率及化學平衡的影響因素，比較基礎，注意理解外界條件對反應速率與化學平衡的影響．

練習冊系列答案

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科目：高中化學 來源： 題型：閱讀理解

化學在能源開發與利用中起到十分關鍵的作用．氫氣是一種新型的綠色能源，又是一種重要的化工原料．
Ⅰ（1）在298K、101kPa時，2g H₂完全燃燒生成液態水，放出285.8kJ熱量．則表示氫氣燃燒熱的熱化學方程式為：

H₂（g）+

O₂（g）=H₂O（l）△H=-285.8kJ/mol

H₂（g）+

O₂（g）=H₂O（l）△H=-285.8kJ/mol

．
氫氧燃料電池能量轉化率高，具有廣闊的發展前景．現用氫氧燃料電池進行下圖飽和食鹽水電解實驗（圖中所用電極均為惰性電極）．分析該裝置、回答下列問題：
（2）氫氧燃料電池中，a電極為電池的是

負極

（填“正極”或“負極”），氣體M的分子式

H₂

，a電極上發生的電極反應式為：

H₂+OH^--2e^-=2H₂O

．
（3）若右上圖裝置中盛有100mL5.0mol/LNaCl溶液，電解一段時間后須加入10.0mol/L鹽酸溶液50mL（密度為1.02g/mL）才能使溶液恢復至原來狀態．則在此電解過程中導線上轉移的電子數為

4.14

mol．（保留小數點后2位）
Ⅱ氫氣是合成氨的重要原料．工業上合成氨的反應是：
N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃ （g）△H=-92.2kJ?mol^-1
（4）下列事實中，不能說明上述可逆反應已經達到平衡的是

③④

．
①N₂、H₂、NH₃的體積分數不再改變；
②單位時間內生成2n mol NH₃的同時生成3n mol H₂；
③單位時間內生成3n mol N-H鍵的同時生成n mol N≡N；
④用N₂、H₂、NH₃的物質的量濃度變化表示的反應速率之比為1：3：2；
⑤混合氣體的平均摩爾質量不再改變；
⑥混合氣體的總物質的量不再改變．
（5）已知合成氨反應在某溫度下2.00L的密閉容器中反應，測得如下數據：

物質的量/（mol）/時間（h）	0	1	2	3	4
N₂	1.50	n₁	1.20	n₃	1.00
H₂	4.50	4.20	3.60	n₄	3.00
NH₃	0.00	0.20	n₂	1.00	1.00

根據表中數據計算：
①反應進行到2小時時放出的熱量為

27.7

kJ．
②0～1小時內N₂的平均反應速率

0.05

mol?L^-1?h^-1．
③此條件下該反應的化學平衡常數K═

0.15

（保留兩位小數）．
④反應達到平衡后，若往平衡體系中再加入N₂、H₂ 和NH₃各1mol，化學平衡向

正反應

方向移動（填“正反應”或“逆反應”或“不移動”．）

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科目：高中化學 來源： 題型：

氫氣是合成氨的重要原料．工業上合成氨的反應是：N₂（g）+3H₂（g）

催化劑

高溫高壓

2NH₃（g）；△H=-92.2kJ?mol^-1
（1）下列事實中，不能說明上述可逆反應已經達到平衡的是

③④

．
①N₂、H₂、NH₃的體積分數不再改變
②單位時間內生成2n molNH₃的同時生成3n molH₂O
③單位時間內生成3n molN-H鍵的同時生成n mol N≡N
④用N₂、H₂O、NH₃的物質的量濃度變化表示的反應速度之比為1：3：2
⑤混合氣體的平均摩爾質量不再改變
⑥混合氣體的總物質的量不再改變
（2）已知合成氨反應在某溫度下2.00L的密閉容器中進行，測得如下數據：