(8分)德国人哈伯在1913年实现了合成氨的工业化生产，反应原理：N2(g)＋3H2(g)...

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(8分)德国人哈伯在1913年实现了合成氨的工业化生产，反应原理：

N₂(g)＋3H₂(g) 2NH₃(g)；已知298 K时，

ΔH＝－92.4 kJ·mol^－1，ΔS＝－198.2 J·mol^－1·K^－1，试回答下列问题：

(1)计算说明298 K下合成氨反应能否自发进行？________(填“能”或“不能”)；在298 K时，将10 mol N₂和30 mol H₂放入合成塔中，为什么放出的热量小于924 kJ？________。

(2)如图在一定条件下，将1 mol N₂和3 mol H₂混合于一个10 L的密闭容器中，反应达到A平衡时，混合气体中氨占25%，试回答下列问题：

①N₂的转化率为________；

②在达到状态A时，平衡常数K_A＝________(代入数值的表达式，不要求得具体数值)，当温度由T₁变化到T₂时，K_A________K_B(填“＝”、“<”或“>”)。

③在达到状态B时，下列说法正确的是(　　)

a．通入氩气使压强增大，化学平衡向正反应方向移动

b．N₂的正反应速率是H₂的逆反应速率的1/3倍

c．降低温度，混合气体的平均相对分子质量变小

d．增加N₂的物质的量，H₂的转化率降低

(3)若在恒温、恒压条件下合成氨反应达到平衡后，再向平衡体系中通入氩气，平衡________移动(填“向左”“向右”或“不”)。

(4)在1998年希腊亚里斯多德大学的Marnellos和Stoukides采用高质子导电性的SCY陶瓷(能传递H^＋)，实现了高温高压下高转化率的电化学合成氨，其实验装置如图：

则阴极的电极反应式为____________________________________________________。

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少年，再来一题如何？

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(8分)德国人哈伯在1913年实现了合成氨的工业化生产，反应原理：
N₂(g)＋3H₂(g) 2NH₃(g)；已知298 K时，
ΔH＝－92.4 kJ·mol^－1，ΔS＝－198.2 J·mol^－1·K^－1，试回答下列问题：
(1)计算说明298 K下合成氨反应能否自发进行？________(填“能”或“不能”)；在298 K时，将10 mol N₂和30 mol H₂放入合成塔中，为什么放出的热量小于924 kJ？________。
(2)如图在一定条件下，将1 mol N₂和3 mol H₂混合于一个10 L的密闭容器中，反应达到A平衡时，混合气体中氨占25%，试回答下列问题：
①N₂的转化率为________；
②在达到状态A时，平衡常数K_A＝________(代入数值的表达式，不要求得具体数值)，当温度由T₁变化到T₂时，K_A________K_B(填“＝”、“<”或“>”)。
③在达到状态B时，下列说法正确的是(　　)
a．通入氩气使压强增大，化学平衡向正反应方向移动
b．N₂的正反应速率是H₂的逆反应速率的1/3倍
c．降低温度，混合气体的平均相对分子质量变小
d．增加N₂的物质的量，H₂的转化率降低
(3)若在恒温、恒压条件下合成氨反应达到平衡后，再向平衡体系中通入氩气，平衡________移动(填“向左”“向右”或“不”)。
(4)在1998年希腊亚里斯多德大学的Marnellos和Stoukides采用高质子导电性的SCY陶瓷(能传递H^＋)，实现了高温高压下高转化率的电化学合成氨，其实验装置如图：
则阴极的电极反应式为____________________________________________________。

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氨在工农业生产中应用广泛。德国人哈伯发明了合成氨反应，其原理为：N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) ΔH=－92.4kJ/mol。在500℃、20MPa时，将N2和H2通入到体积为2 L的密闭容器中，反应过程中各种物质的物质的量变化如右图所示:
（1）10 min内用NH3表示该反应的平均速率，v(NH3)=　　　　　。
（2）在10~20min内NH3浓度变化的原因可能是　　　　　　　（填字母）。
A．加了催化剂　　 b．降低温度　　 C．增加NH3的物质的量
（3）该可逆反应达到平衡的标志是__________ （填字母）。
a．3v(H2)正 = 2v(NH3)逆　　　　　　　　　　　　　　　　 b．混合气体的密度不再随时间变化
c．容器内的总压强不再随时间而变化　　　　　　　　 d． N2、H2、NH3的分子数之比为1∶3∶2
e．单位时间生成m mol N2的同时消耗3 m mol H2　　 f．a mol N≡N键断裂的同时，有6 a mol N—H键合成
（4）第一次平衡时，平衡常数K1＝　　　　（用数学表达式表示）。NH3的体积分数是　　　　　（保留2位小数）。
（5）在反应进行到25min时，曲线发生变化的原因是________________。
（6）已知：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)　 ΔH =－92.4 kJ/mol； 2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)　 ΔH =－483.6kJ/mol，氨气与氧气反应产生氮气和水的热化学方程式是_______________。
（7）氨氧燃料电池具有很大的发展潜力。氨氧燃料电池工作原理如右图所示：
① a电极的电极反应式是______________；
② 一段时间后，需向装置中补充KOH，请依据反应原理解释原因是_______________。

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德国人哈伯在1909年发明的合成氨反应原理为：N₂（g）+3H₂（g）⇌2NH₃（g）已知298K时：△H=-92.4kJ•mol^-1试回答下列问题：
（1）在298K时，将10mol N₂和30mol H₂放入合成塔中，为何放出的热量小于924kJ？________．
（2）如图一在一定条件下，将1mol N₂与3mol H₂混合于一个10L密闭容器中，反应达到A平衡时，混合气体中氨占25%，试回答：
①N₂的转化率α_A为________．
②在状态A时，平衡常数K_A=________（代入数值的表达式，不写出具体数值）当温度由T₁变化到T₂时，K_A________K_B（填“＞”、“＜”或“=”）
（3）图二是实验室模拟工业法合成氨的简易装置．简述检验有氨气生成的方法________．在1998年希腊亚里斯多德大学的Marmellos和Stoukides采用高质子导电性的SCY陶瓷（能传递H⁺），实现了高温常压下高转化率的电化学合成氨．其实验装置如图．阴极的电极反应式________．

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1913年，德国化学家哈伯实现了合成氨的工业化生产，被称作解救世界粮食危机的化学天才．现将lmolN2和3molH2投入1L的密闭容器，在一定条件下，利用如下反应模拟哈伯合成氨的工业化生产：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)△H＜0．当改变某一外界条件(温度或压强)时，NH3的体积分数ψ(NH3)变化趋势如图所示．
回答下列问题：
（1）已知：①NH3(l)═NH3(g)△H1，②N2(g)+3H2(g)2NH3(l)△H2；则反应N2(g)+3H2(g)2NH3(g)的△H=_____________(用含△H1、△H2的代数式表示)。
（2）合成氨的平衡常数表达式为____________，平衡时，M点NH3的体积分数为10%，则N2的转化率为____________(保留两位有效数字)．
（3）X轴上a点的数值比b点____________(填“大”或“小”)。上图中，Y轴表示____________(填“温度”或“压强”)，判断的理由是____________。
（4）若将1mol N2和3mol H2分别投入起始容积为1L的密闭容器中，实验条件和平衡时的相关数据如表所示：

容器编号

实验条件

平衡时反应中的能量变化

Ⅰ

恒温恒容

放热Q1kJ

Ⅱ

恒温恒压

放热Q2kJ

Ⅲ

恒容绝热

放热Q3kJ

下列判断正确的是____________
A．放出热量：Ql＜Q2＜△Hl
B．N2的转化率：Ⅰ＞Ⅲ
C．平衡常数：Ⅱ＞Ⅰ
D．达平衡时氨气的体积分数：Ⅰ＞Ⅱ
（5）常温下，向VmL amoI．L-l的稀硫酸溶液中滴加等体积bmol．L-l的氨水，恰好使混合溶液呈中性，此时溶液中c(NH4+)____________c(SO42-)(填“＞”、“＜”或“=”)．
（6）利用氨气设计一种环保燃料电池，一极通入氨气，另一极通入空气，电解质是掺杂氧化钇(Y2O3)的氧化锆(ZrO2)晶体，它在熔融状态下能传导O2-．写出负极的电极反应式____________。

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1913年，德国化学家哈伯实现了合成氨的工业化生产，被称作解救世界粮食危机的化学天才。现将lmolN2和3molH2投入1L的密闭容器，在一定条件下，利用如下反应模拟哈伯合成氨的工业化生产：N2（g）+3H2（g）2NH3（g）△H＜0。当改变某一外界条件（温度或压强）时，NH3的体积分数ψ(NH3)变化趋势如下图所示。
回答下列问题：
（1）已知：，，则反应N2（g）+3H2（g）2NH3（g）的△H=　　　　　　　　　（用含△H1、△H2的代数式表示）。
（2）合成氢的平衡常数表达式为____　　　　　　　　　　　　　　，平衡时，M点NH3的体积分数为10%，则N2的转化率为____　　　（保留两位有效数字）。
（3）X轴上a点的数值比b点　　　　　　　　　（填“大”或“小”）。上图中，Y轴表示　　　　　　（填“温度”或“压强”），判断的理由是　　　　　。
（4）若将1mol N2和3mol H2分别投入起始容积为1L的密闭容器中，实验条件和平衡时的相关数据如下表所示：
下列判断正确的是_____________。
A.放出热量：Ql< Q2< △Hl　　　　 B. N2的转化率：I> III
C.平衡常数：II >I　　　　　　　 D.达平衡时氨气的体积分数：I>II
（5）常温下，向VmL amoI.L-l的稀硫酸溶液中滴加等体积bmol.L-l 的氨水，恰好使混合溶液呈中性，此时溶液中c(NH4+)______________c(SO42-)（填“>”、“<”或“=”）。
（6）利用氨气设计一种环保燃料电池，一极通入空气，另一极通入氧气，电解质是掺杂氧化钇(Y2O3)的氧化锆(ZrO2)晶体，它在熔融状态下能传导O2-。写出负极的电极反应式_　　 _________。

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1913年，德国化学家哈伯实现了合成氨的工业化生产，被称作解救世界粮食危机的化学天才。现将lmolN2和3molH2投入1L的密闭容器，在一定条件下，利用如下反应模拟哈伯合成氨的工业化生产：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　 △H＜0
当改变某一外界条件（温度或压强）时，NH3的体积分数ψ(NH3)变化趋势如下图所示。
回答下列问题：
（1）已知：①NH3(g) NH3(g) △H1
②N2(g)＋3H2(g)2NH3(l)　 △H2
则反应N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)的△H＝　　　　　　　　　（用含△H1、△H2的代数式表示）。
（2）合成氨的平衡常数表达式为____　　　　　　，平衡时，M点NH3的体积分数为10%，则N2的转化率为　　　　　（保留两位有效数字）。
（3）X轴上a点的数值比b点　　　　　　（填“大”或“小”）。上图中，　 Y轴表示　　　（填“温度”或“压强”），判断的理由是　　　　　　　　　　。
（4）若将1mol N2和3mol H2分别投入起始容积为1L的密闭容器中，实验条件和平衡时的相关数据如下表所示：
下列判断正确的是____。
A.放出热量：Ql< Q2< △Hl　 B. N2的转化率：I> III
C.平衡常数：II >I　　　　 D.达平衡时氨气的体积分数：I>II
（5）常温下，向VmL amoI.L-l的稀硫酸溶液中滴加等体积bmol.L-l 的氨水，恰好使混合溶液呈中性，此时溶液中c(NH4+)__c(SO42-)（填“>”、“<”或“=”）。
（6）利用氨气设计一种环保燃料电池，一极通入氨气，另一极通入空气，电解质是掺杂氧化钇(Y203)的氧化锆(ZrO2)晶体，它在熔融状态下能传导O2-。写出负极的电极反应式　　　　　　　　。

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1992年德国化学家哈伯研究出合成氨的方法，基反应原理为：N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g)；△H(△H＜0)
（1）在一容积为4L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图1：
①根据图1，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． 0.20mol/L　　　　 B． 0.12mol/L　　　　 C． 0.10mol/L　　　 D． 0.08mol/L
（2）某温度时，N2与H2反应过程中的能量变化如图2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1mol N2、3mol H2，充分反应放出的热量小于92kJ
C．由图可知，断开1mol 氮氮三键与1mol 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3．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_______________；

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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　　　　　　　　。

高三化学填空题极难题查看答案及解析
德国化学家哈伯从1902 年开始研究由氮气和氢气直接合成氨，反应原理为：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)　　 △H=-92.4kJ•mol-1
（1）在恒温恒容条件下，向反应平衡体系中充入氮气，达到新平衡时，c(H2)将_________(填“增大”、“减小”、“不变”或“无法判断”，下同)，c(N2)·c3(H2)将___________。
（2）工业上可用CH4与水蒸气制氢气：CH4(g)+H2O(g)CO(g)+3H2(g)。在200℃时2L的密闭容器中，将1molCH4和1mol H2O(g)混合，达平衡时CH4 的转化率为80%。则200℃时该反应的平衡常数K=______________（保留一位小数）。
（3）如图为合成氨反应在不同温度和压强、使用相同催化剂条件下，初始时氮气、氢气的体积比为1:3 时，平衡混合物中氨的体积分数。若分别用vA(NH3)和vB(NH3)表示从反应开始至达平衡状态A、B 时的化学反应速率，则vA(NH3)____ ( 填“>”“<”或“=”)vB(NH3)。
（4）工业生产中逸出的氨可用稀硫酸吸收。若恰好生成NH4HSO4，该溶液中各离子的物质的量浓度由大到小的顺序是______________________。
（5）H2NCOONH4是工业合成尿素的中间产物，该反应的能量变化如图所示，用CO2和氨合成尿素的热化学方程式为_________________________________。

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德国化学家哈伯从1902 年开始研究由氮气和氢气直接合成氨，反应原理为：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)　　 △H=-92.4kJ•mol-1
（1）在恒温恒容条件下，向反应平衡体系中充入氮气，达到新平衡时，c(H2)将_________(填“增大”、“减小”、“不变”或“无法判断”，下同)，c(N2)·c3(H2)将___________。
（2）工业上可用CH4与水蒸气制氢气：CH4(g)+H2O(g)CO(g)+3H2(g)。在200℃时2L的密闭容器中，将1molCH4和1mol H2O(g)混合，达平衡时CH4 的转化率为80%。则200℃时该反应的平衡常数K=______________（保留一位小数）。
（3）如图为合成氨反应在不同温度和压强、使用相同催化剂条件下，初始时氮气、氢气的体积比为1:3 时，平衡混合物中氨的体积分数。若分别用vA(NH3)和vB(NH3)表示从反应开始至达平衡状态A、B 时的化学反应速率，则vA(NH3)____ ( 填“>”“<”或“=”)vB(NH3)。
（4）工业生产中逸出的氨可用稀硫酸吸收。若恰好生成NH4HSO4，该溶液中各离子的物质的量浓度由大到小的顺序是______________________。
（5）H2NCOONH4是工业合成尿素的中间产物，该反应的能量变化如图所示，用CO2和氨合成尿素的热化学方程式为_________________________________。

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容器编号	实验条件	平衡时反应中的能量变化
Ⅰ	恒温恒容	放热Q1kJ
Ⅱ	恒温恒压	放热Q2kJ
Ⅲ	恒容绝热	放热Q3kJ