Question

氨是最重要的氮肥，是产量最大的化工产品之一．课本里介绍的合成氨技术叫哈伯法，是德国人哈伯在1905年发明的，其合成原理为：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）；△H＜0他因此获得了1918年诺贝尔化学奖．工业上合成氨的部分工艺流程如图1：
反应体系中各组分的部分性质见下表：

气体	氮气	氢气	氨
熔点（℃）	-210.01	-252.77	-77.74
沸点（℃）	-195.79	-259.23	-33.42

（1）合成氨反应的平衡常数很小，所以在工业上采取气体循环的流程．即反应后通过把混合气体的温度降低到

-33.42

℃使混合气体分离出来产品；继续循环的气体是

N₂、H₂

．
（2）工业上采取用上述（1）操作的目的：

及时分离出氨气，平衡正向移动，提高氨气的产率，且循环利用氮气和氢气，提高氮气和氢气的转化率

．
（3）已知拆开1molH-H键，1molN-H键，1molN≡N键分别需要的能量是436kJ、391kJ、946kJ，则N₂与H₂反应生成NH₃的热化学方程式为

N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92kJ?mol^-1

．
（4）合成氨工业对国民经济和社会发展具有重要的意义．对于密闭容器中的反应：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g），在673K，30MPa下n（NH₃）和n（H₂）随时间变化的关系如图2所示．下列叙述正确的是

AD

A．点a的正反应速率比点b的大
B．点 c处反应达到平衡
C．点d （t₁时刻） 和点 e （t₂时刻） 处n（N₂）不一样
D．其他条件不变，773K下反应至t₁时刻，n（H₂）比图2中d点的值大．

Answer 1

分析：（1）根据氨气易液化来解答；
（2）根据浓度对化学平衡的影响以及对原料利用率的影响来分析；
（3）依据化学方程式结合反应热=反应物的总键能-生成物的总键能计算反应热，标注物质聚集状态写出热化学方程式；
（4）在N₂（g）+3H₂（g） 2NH₃（g）反应中，随着反应的进行，反应物的物质的量逐渐减少，生成物的物质的量逐渐增多，当达到平衡状态时，正逆反应速率相等，反应物的生成物的物质的量不再改变，曲线为水平直线，以此判断．

解答：解：（1）氨气的沸点是-33.42，可以将温度降低到-33.42，氨气液化，转变成液体分离出来，氢气和氮气可以再循环利用，故答案为：-33.42；N₂、H₂；
（2）生成物的浓度减少，平衡正向移动，所以及时分离出氨气，平衡正向移动，提高氨气的产率；循环利用氮气和氢气，提高氮气和氢气的转化率，
故答案为：及时分离出氨气，平衡正向移动，提高氨气的产率，且循环利用氮气和氢气，提高氮气和氢气的转化率；
（3）拆开1mol H-H键，1mol N-H键，1mol N≡N键分别需要的能量是436kJ、391kJ、946kJ，化学方程式为N₂+3H₂?2NH₃，依据化学方程式计算反应热为946kJ/mol+3×436kJ/mol-6×391kJ/mol=-92KJ/mol，反应的热化学方程式为N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92 kJ?mol^-1，
故答案为：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92 kJ?mol^-1；
（4）A．随着反应的进行，反应物的浓度之间减小，反应速率逐渐减小，则a点的正反应速率比b点大，故A正确；
B．c点反应物和生成物物质的量仍在变化，没有达到平衡状态，故B错误；
C．d点和e点都处于平衡状态，n（N₂）不变，d点和e点n（N₂）相等，故C错误；
D．该反应是放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动，所以平衡时氢气的物质的量比d点的值大，故D正确；
故答案为：AD．

点评：本题主要考查了浓度对化学平衡的影响、热化学方程式的书写以及化学平衡图象问题，题目难度不大，分析图象中时各物理量的变化曲线，把握平衡状态的特征为解答该题的关键．