Question

自1913年工业合成氨投产以来，合成氨工业不断发展，氨又可以进一步制备硝酸，在工业上可进行连续生产．请回答下列问题：
（1）已知：N₂（g）+O₂（g）=2NO（g）△H=+180.5kJ/molN₂（g）+3H₂（g）⇌2NH₃（g）△H=-92.4kJ/mol2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（g）△H=-483.6kJ/mol
写出氨气经催化氧化生成一氧化氮气体和水蒸气的热化学方程式：    ．
（2）某研究小组在673K、30MPa条件下，在体积为VL的密闭容器中进行反应：
N₂（g）+3H₂（g）⇌2NH₃（g），其n（H₂）和n（NH₃）随时间变化的关系如图所示．
下列叙述正确的是    ．（填字母）
A．点a的正反应速率比点b的大
B．点c处反应达到化学平衡状态
C．若t₃时由673K升至773K，则n（H₂）将增大
D．t₂、t₃时刻，n（N₂）不相等
（3）在一定温度和催化剂下，将6.4mol H₂和2.4molN₂混合于一个容积为4L的密闭容器中发生反应，在3min末时反应恰好达平衡，此时生成了1.6mol NH₃．计算：（写出计算过程）①3min内以H₂表示的化学反应速率；②该条件下的平衡常数？

Answer

（1）由已知热化学方程式根据盖斯定律构造目标热化学方程式．
（2）A、氨气的物质的量越小，反应物的物质的量越大，反应物浓度越大正反应速率越快．
B、c点以后氨气、氢气的物质的量发生变化．
C、升高温度平衡向吸热方向移动．
D、t2、t3时刻，可逆反应处于平衡状态．
（3）利用三段式计算出各物质的浓度变化、平衡时各物质的浓度．
①根据v=计算v（H2）．
②平衡常数k=，将平衡浓度代入计算．
【解析】
（1）已知：①N2（g）+O2（g）=2NO（g）△H=+180.5kJ/mol
②N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g）△H=-92.4kJ/mol
③2H2（g）+O2（g）=2H2O（g）△H=-483.6kJ/mol
由盖斯定律可知，①×2-②×2+③×3得：4NH3（g）+5O2（g）═4NO（g）+6H2O（g）△H=-905.0kJ/mol
故答案为：4NH3（g）+5O2（g）═4NO（g）+6H2O（g）△H=-905.0kJ/mol．
（2）A、由图可知氨气在点a比在点b时的物质的量小，故a点时反应物的浓度大，反应物浓度越大正反应速率越快，故点a的正反应速率比点b的大，故A正确；
B、由图可知c点后氨气物质的量增大，氢气的物质的量减小，c点未处于平衡状态，平衡向正反应进行，故B错误；
C、合成氨正反应是放热反应，升高温度平衡向吸热方向移动，即向逆反应移动，则n（H2）增大，故C正确；
D、t2、t3时刻，可逆反应处于相同平衡状态，n（N2）相等，故D错误．
故选：AC．
（3）等于可逆反应：N2（g）+3H2（g）2NH3（g）
起始物质的量浓度（mol/L）  0.6     1.6               0
转化物质的量浓度（mol/L）  0.2     0.6              0.4
平衡物质的量浓度（mol/L）  0.4      1               0.4     
①3min内以H2表示的化学反应速率v（H2）==0.2mol/（L•min）．
答：3min内以H2表示的化学反应速率为0.2mol/（L•min）．
②平衡常数k===0.4L2/mol2．
答：该条件下的平衡常数为0.4L2/mol2．