Question

1902年德国化学家哈伯研究出合成氨的方法，其反应原理为：

N₂(g)+3H₂(g)2NH₃(g); △H（△H＜0）

（1）在一容积为4 L的密闭容器中，加入0.4mol的N₂和1.2mol的H₂，在一定条件下发生反应,反应中NH₃的物质的量浓度变化情况如右图：

①根据右图，计算从反应开始到平衡时，平均反应速率v(H₂)为________mol/（L·min）。

②反应达到平衡后，第5分钟末，保持其它条件不变，若改变反应温度，则NH₃的物质的量浓度不可能为___________。

A． 0.20 mol/L       B． 0.12 mol/L       C． 0.10 mol/L     D． 0.08 mol/L

（2）某温度时，N₂与H₂反应过程中的能量变化如图所示。 下列叙述正确的是

A．b曲线是加入催化剂时的能量变化曲线

B．在密闭容器中加入1 mol N₂、3 mol H₂，充分反应放出的热量小于92 kJ

C．由图可知，断开1mol 氮氮三键与1 mol 氢氢键吸收的能量和小于形成1mol 氮氢键所放出的能量

D．反应物的总能量低于生成物的能量

（3）哈伯因证实N₂、H₂在固体催化剂(Fe)表面吸附和解吸以合成氨的过程而获诺贝尔奖。若用分别表示N₂、H₂、NH₃和固体催化剂，则在固体催化剂表面合成氨的过程可用下图表示：

①吸附后，能量状态最低的是           （填字母序号）。

②由上述原理，在铁表面进行NH₃的分解实验，发现分解速率与浓度关系如图。从吸附和解吸过程分析，c₀前速率增加的原因可能是          ；c₀后速率降低的原因可能是          。

（4）已知液氨中存在：2NH₃(l) NH₂^－ + NH₄^＋。用Pt电极对液氨进行电解也可产生H₂和N₂。阴极的电极反应式是            。

Answer

（1）①0.0375 mol/(L·min)②AC（2）AB

（3）①C；②氨的浓度增加，催化剂表面吸附的氨分子增多，速率增大 达到一定浓度后，氨分子浓度太大阻碍N2和H2的解吸。

（4）2NH3 + 2e－= H2 + 2NH2－或2NH4+ +2e－= H2↑+2NH3

【解析】

试题分析：（1）①根据图像分析，平衡时氨气的浓度为0.1mol/L，时间为4分钟，所以依据反应速率比等于化学计量数比得到氢气的反应速率= =0.0375 mol/(L·min) 。 ②该反应为可逆反应，反应物不可能完全转化，则氨气的物质的量浓度不可能为0.2mol/L，温度改变平衡一定发生移动，则氨气的物质的量浓度不可能为0.1mol/L，所以选AC。（2）A、加入催化剂能降低反应所需的活化能，b所需活化能较小，所以b是加入催化剂的反应，正确；B、在密闭容器中加入1摩尔氮气3摩尔氢气，该反应是可逆反应，反应物不能完全转化，则充分反应放出的热量小于92kJ，正确；C、由图可知，该反应时放热反应，断开1摩尔氮氮三键与3摩尔氢氢键吸收的能量和小于形成3摩尔氮氢键所放出的能量，错误；D、该反应时放热反应，反应物的总能量高于生成物的能量，错误。故选AB。（3）①由于化学键的断裂要吸收能量，故活化状态B的能量高于初始状态A的能量，而此反应为放热反应，故初始状态A的能量高于末态C的能量，故C的能量最低。②c0前氨的浓度增加，导致反应速率加快，c0后由于氨分子浓度太大阻碍氮气和氢气的解吸，故反应速率减慢。（4）阴极上氨气或铵根离子得电子发生还原反应，电极反应为2NH3 + 2e－= H2 + 2NH2－ 或2NH4+ +2e－= H2↑+2NH3 。

考点： 化学平衡的计算，化学平衡的影响因素