Question

合成氨是人类科学技术上的一项重大突破，其反应原理为N₂(g)＋3H₂(g)2NH₃(g)　ΔH=－92.4 kJ·mol^－1

（1）已知：2H₂(g)＋O₂(g)2H₂O(g)　ΔH=－483.6 kJ·mol^－1。则4NH₃(g)＋3O₂(g)2N₂(g)＋6H₂O(g)　ΔH=______kJ·mol^－1。

（2）如图所示，合成氨反应中未使用催化剂时，逆反应的活化能E_a(逆)＝__kJ·mol^－1；使用催化剂之后，正反应的活化能为___kJ·mol^－1(已知：加入催化剂后，反应分两步进行，反应的活化能是两个过程中需要吸收能量较大的反应的活化能)。

（3）从平衡视角考虑，工业合成氨应该选择常温条件，但实际工业生产却选择500 ℃左右的高温，试解释其原因： ____________________________。

（4）如图表示500 ℃、60 MPa条件下，原料气投料比与平衡时NH₃的体积分数的关系。根据图中a点数据计算N₂的平衡体积分数为__。

（5）合成氨需要选择合适的催化剂，分别选用A、B、C三种催化剂进行实验，所得结果如图所示(其他条件相同)，则实际生产中适宜选择的催化剂是__(填“A”“B”或“C”)，理由是________。

（6）如图是当反应器中按n(N₂)∶n(H₂)＝1∶3投料后，在200 ℃、400 ℃、600 ℃反应达到平衡时，混合物中NH₃的物质的量分数随总压强的变化曲线。

①曲线a、b对应温度较高的是___(填“a”或“b”)。

②列出b点平衡常数的计算式K_p=____(用平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压×物质的量分数；不要求计算结果)。

Answer

－1266 427.4 126 从反应速率角度考虑，反应温度越高，反应速率越快；从催化剂活性角度考虑，500℃左右催化剂活性较高；温度过高，平衡将逐渐逆向移动，不利于氨的合成 22% A 催化剂A在较低温度下具有较高的催化活性，一方面可节约能源，另一方面低温有利于氨的合成 b （或）

【解析】

（1）将题给已知热化学方程式依次编号为Ⅰ、Ⅱ，根据盖斯定律，由3×Ⅱ－2×Ⅰ可得4NH3(g)＋3O2(g)2N2(g)＋6H2O(g)ΔH＝(－483.6 kJ·mol－1)×3＋92.4 kJ·mol－1×2＝－1266 kJ·mol－1；

（2）根据ΔH＝正反应的活化能－逆反应的活化能可知，合成氨反应中未使用催化剂时，逆反应的活化能Ea(逆)＝(335＋92.4)kJ·mol－1＝427.4 kJ·mol－1；由图1及括号内的已知信息可知，使用催化剂之后，正反应的活化能为126 kJ·mol－1；

（3）反应温度越高，反应速率越快，且在500 ℃左右催化剂活性较高，若温度过高，平衡将逐渐逆向移动，不利于氨的合成，所以在实际工业生产中选择500 ℃左右的高温；

（4）根据图2中的数据可知，a点时NH3的平衡体积分数为12%，投料比n(N2)∶n(H2)＝1∶3，

解法一：设起始加入的N2为1 mol，参与反应的N2为n mol，根据三段式法有：

则＝12%，解得n＝，N2的平衡体积分数为＝22%。

解法二：起始投料比等于化学计量数之比，则N2的平衡体积分数为(1－12%)×＝22%。

（5）由图3可知，催化剂A在较低温度下具有较高的催化活性，且合成氨反应是放热反应，低温对氨的合成有利，所以实际生产中适宜选择的催化剂是A；

（6）①合成氨反应为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，NH3的物质的量分数减小，故曲线a、b对应温度较高的是b；

②根据图4中的数据可知，b点时NH3的平衡物质的量分数为20%，总压强p＝70 MPa。

解法一：设起始加入的N2为1 mol，反应的N2为m mol，则根据三段式法有：

则＝20%，解得m＝，所以b点时，NH3和N2的物质的量分数均为20%，H2的物质的量分数为60%，则Kp＝（或）；

解法二：起始投料比等于化学计量数之比，则b点时N2的物质的量分数为(1－20%)×＝20%，H2的物质的量分数为20%×3＝60%，则Kp＝（或）。