Question

3．氨是化肥工业和基础化工的重要原料．请回答下列问题：
（1）工业上主要用氮气与氢气在高温高压下和车氨，平衡混合物中氨的百分含量与温度和压强的关系如图所示（其中n（N₂）：n（H₂）=1：3）．
①列式计算A点合成氨反应的平衡常数K_p（A）=$\frac{16}{27}$（用平衡分压代替平衡浓度计算），图中A，B，C三点平衡常数K_p（A），K_p（B），K_p（C）的关系是Kp（A）=Kp（C）＞Kp（B）．
②图中p₁，p₂，p₃，p₄，p₅的大小顺序为p₁＞p₂＞p₃＞p₄＞p₅．
③常温下工业原料气的平衡转化率比500℃高得多，实际生产时不采用常温的原因是反应速率慢，催化剂活性低，经济效益低．
（2）已知：
N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.2kJ•mol^-1
N₂（g）+2O₂（g）?2NO₂（g）△H=+67.7kJ•mol^-1
2H₂（g）+O₂（g）?2H₂O（l）△H=-571.6kJ•mol^-1
则8NH₃（g）+6NO₂（g）?7N₂（g）+12H₂O（I）△H=-3263.9kJ•mol^-1．

Answer 1

分析 （1）①依据图象可知A点氨气平衡含量为50%，其中n（N₂）：n（H₂）=1：3，据此计算此时氨气物质的量，用平衡分压代替平衡浓度计算，可以利用气体物质的量计算平衡常数，平衡常数随温度变化，图象变化趋势可知随温度升高，氨气含量减小，说明反应是放热反应，B点温度高平衡常数小；
②工业上主要用氮气与氢气在高温高压下合成氨的反应是气体体积减小的放热反应，压强越大平衡正向进行程度越大；
③合成氨的反应是气体体积减小的放热反应，常温下工业原料气的平衡转化率比500℃高得多，但反应速率和催化剂的催化作用小，经济效益低；
（2）依据热化学方程式和盖斯定律计算所需热化学方程式得到反应的焓变；

解答 解：①依据图象可知A点氨气平衡含量为50%，其中n（N₂）：n（H₂）=1：3，据此计算此时氨气物质的量，设氨气物质的量为x，得到
         N₂+3H₂═2NH₃
平衡：1   3    x     
$\frac{x}{1+3+x}$=50%  
x=4 
因为：压强之比等于物质的量之比
所以：Kp（A）=$\frac{{P}^{2}（N{H}_{3}）}{P（{N}_{2}）{P}^{3}（{H}_{2}）}$=$\frac{{4}^{2}}{1×{3}^{3}}$=$\frac{16}{27}$
平衡常数只与温度有关，温度升高，平衡常数减小，用平衡分压代替平衡浓度计算，可以利用气体物质的量计算平衡常数，平衡常数随温度变化，图象变化趋势可知随温度升高，氨气含量减小，说明反应是放热反应，B点温度高平衡常数小，所以：Kp（A）=Kp（C）＞Kp（B），
故答案为：$\frac{16}{27}$，Kp（A）=Kp（C）＞Kp（B）；
②工业上主要用氮气与氢气在高温高压下合成氨的反应是气体体积减小的放热反应，压强越大平衡正向进行程度越大，图象分析可知在温度一定时压强越大平衡正向进行氨气的含量增大，所以压强大小为p₁＞p₂＞p₃＞p₄＞p₅ ，
故答案为：p₁＞p₂＞p₃＞p₄＞p₅；
③合成氨的反应是气体体积减小的放热反应，常温下工业原料气的平衡转化率比500℃高得多，但反应速率和催化剂的催化作用小，经济效益低，实际生产时不采用常温的原因是反应速率慢，催化剂活性低，经济效益低，
故答案为：反应速率慢，催化剂活性低，经济效益低；
（2）①N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.2kJ•mol^-1
②N₂（g）+2O₂（g）?2NO₂（g）△H=+67.7kJ•mol^-1
③2H₂（g）+O₂（g）?2H₂O（l）△H=-571.6kJ•mol^-1
（③×2-②）×3-①×4得到：8NH₃（g）+6NO₂（g）?7N₂（g）+12H₂O（I）△H=-3263.9KJ/mol，
故答案为：-3263.9．

点评 本题考查了化学平衡常数的影响因素和计算分析，图象的理解应用和影响化学平衡的因素，热化学方程式书写方法，掌握基础是关键，题目难度中等．