Question

5．1902年德國化學家哈伯研究出合成氨的方法，其反應原理為：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）；△H（△H＜0）

（1）在一容積為4L的密閉容器中，加入0.4mol的N₂和1.2mol的H₂，在一定條件下發(fā)生反應，反應中NH₃的物質的量濃度變化情況如圖1：
①根據(jù)圖1，計算從反應開始到平衡時，平均反應速率v（H₂）為0.0375mol/（L•min）．

②反應達到平衡后，第5分鐘末，保持其它條件不變，若改變反應溫度，則NH₃的物質的量濃度不可能為AC．
A． 0.20mol/L       B． 0.12mol/L       C． 0.10mol/L     D． 0.08mol/L
（2）某溫度時，N₂與H₂反應過程中的能量變化如圖2所示． 下列敘述正確的是AB
A．b曲線是加入催化劑時的能量變化曲線
B．在密閉容器中加入1mol N₂、3mol H₂，充分反應放出的熱量小于92kJ
C．由圖可知，斷開1mol 氮氮三鍵與1mol 氫氫鍵吸收的能量和小于形成1mol 氮氫鍵所放出的能量
D．反應物的總能量低于生成物的能量
（3）哈伯因證實N₂、H₂在固體催化劑（Fe）表面吸附和解吸以合成氨的過程而獲諾貝爾獎．若用分別表示N₂、H₂、NH₃和固體催化劑，則在固體催化劑表面合成氨的過程可用下圖4表示：
①吸附后，能量狀態(tài)最低的是C（填字母序號）．
②由上述原理，在鐵表面進行NH₃的分解實驗，發(fā)現(xiàn)分解速率與濃度關系如圖3．從吸附和解吸過程分析，c₀前速率增加的原因可能是氨的濃度增加，催化劑表面吸附的氨分子增多，速率增大；c₀后速率降低的原因可能是達到一定濃度后，氨分子濃度太大阻礙N₂和H₂的解吸．
（4）已知液氨中存在：2NH₃（l）?NH₂^-+NH₄⁺．用Pt電極對液氨進行電解也可產生H₂和N₂．陰極的電極反應式是2NH₃+2e^-=H₂+2NH₂^-或2NH₄⁺+2e^-=H₂↑+2NH₃．

Answer 1

分析 （1）①結合v=$\frac{△c}{△t}$及速率之比等于化學計量數(shù)之比分析；
②合成氨反應為可逆反應，且為放熱反應，5min時降低溫度平衡正向移動；
（2）A．催化劑降低反應需要的活化能；
B．可逆反應不能完全轉化；
C．該反應為放熱反應，焓變等于斷鍵吸收的能量減去成鍵釋放的能量；
D．反應為放熱反應，反應物的總能量大；
（3）化學鍵的斷裂要吸收能量，故活化狀態(tài)B的能量高于初始狀態(tài)A的能量，結合放熱反應分析；濃度增大，反應速率加快，但達到一定濃度后，氨分子濃度太大阻礙N₂和H₂的解吸；
（4）陰極上液氨得到電子發(fā)射還原反應生成氫氣．

解答 解：（1）①根據(jù)圖象分析，平衡時氨氣的濃度為0.1mol/L，時間為4分鐘，所以依據(jù)反應速率比等于化學計量數(shù)比得到氫氣的反應速率=$\frac{3}{2}$×$\frac{0.1mol/L}{4min}$=0.0375 mol/（L•min），故答案為：0.0375； 
②該反應為可逆反應，反應物不可能完全轉化，則氨氣的物質的量濃度不可能為0.2mol/L，溫度改變平衡一定發(fā)生移動，則氨氣的物質的量濃度不可能為0.1mol/L，
故答案為：AC；
（2）A．加入催化劑能降低反應所需的活化能，b所需活化能較小，所以b是加入催化劑的反應，故A正確；
B．在密閉容器中加入1摩爾氮氣3摩爾氫氣，該反應是可逆反應，反應物不能完全轉化，則充分反應放出的熱量小于92kJ，故B正確；
C．由圖可知，該反應時放熱反應，斷開1摩爾氮氮三鍵與3摩爾氫氫鍵吸收的能量和小于形成3摩爾氮氫鍵所放出的能量，故C錯誤；
D．該反應時放熱反應，反應物的總能量高于生成物的能量，故D錯誤；
故選AB；
（3）①由于化學鍵的斷裂要吸收能量，故活化狀態(tài)B的能量高于初始狀態(tài)A的能量，而此反應為放熱反應，故初始狀態(tài)A的能量高于末態(tài)C的能量，故C的能量最低，
故答案為：C；
②c₀前氨的濃度增加，導致反應速率加快，c₀后由于氨分子濃度太大阻礙氮氣和氫氣的解吸，故反應速率減慢，
故答案為：氨的濃度增加，催化劑表面吸附的氨分子增多，速率增大；達到一定濃度后，氨分子濃度太大阻礙N₂和H₂的解吸；
（4）陰極上氨氣或銨根離子得電子發(fā)生還原反應，電極反應為2NH₃+2e^-=H₂+2NH₂^- 或2NH₄⁺+2e^-=H₂↑+2NH₃，故答案為：2NH₃+2e^-=H₂+2NH₂^- 或2NH₄⁺+2e^-=H₂↑+2NH₃．

點評 本題考查化學平衡的計算，為高頻考點，把握平衡移動影響因素、反應中能量變化、電極反應、速率計算等為解答的關鍵，側重分析與應用能力的考查，綜合性較強，題目難度不大．