0.60 mol N₂(g)和1.60 mol H₂(g),反應在一定條件下達到平衡時，NH₃的物質的量分數(NH₃的物質的量與反應體系中總的物質的量之比)為。計算：

①該條件下N₂的平衡轉化率；

②該條件下反應2NH₃(g)　　　 N₂(g)+3H₂(g)的平衡常數。

答案　 (1)

　(2)升溫、增大N₂濃度、不斷移出生成物

(3)①66.7%　　 ②5.0×10^-3mol²·L^-2

解析　 (1)催化劑能降低反應的活化能，改變反應的歷程，使一個高能變過程變為幾個能量相對低的過程，使反應易發生。要點是有催化劑時能量低而過程階段多了。圖見答案。

(2)加快反應速率且增大NH₃生成量的方法是升溫、增大N₂濃度、不斷移出生成物。

(3)解：①設反應過程消耗xmolN₂(g)。

N₂(g)+3H₂(g)　　　 2NH₃(g)

起始物質的量/mol　 　　　0.60　　 1.60　　　　 0

平衡物質的量/mol　　　　 0.60-x　 1.60-3x　　 2x

平衡時反應體系總物質的量=［(0.60-x)+(1.60-3x)+2x］mol=(2.20-2x) mol

NH₃(g)的物質的量分數=2x÷(2.20-2x)=

x=0.40

N₂的平衡轉化率=×100%=66.7%

②設反應2NH₃(g)　　　 N₂(g)+3H₂(g)的平衡常數為K。平衡時，c(NH₃)=2×0.40 mol÷2.0 L=

2.合成氨適宜條件的選擇

(1)選擇依據：從提高反應速率的角度分析，提高反應溫度、使用催化劑、適當提高氮氫比；從平衡移動的角度分析，降低溫度、提高壓強和適時分離反應產物氨；從實際生產的角度分析，溫度和壓強要與生產實際相適應。

(2)選擇原則：能加快反應速率；提高原料的利用率；提高單位時間內的產量；對設備條件要求不能太高。

(3)合成氨的適宜條件：使用催化劑；適宜的壓強：2×10⁷-5×10⁷Pa；適宜的溫度：500℃左右；及時分離出氨和及時補充氮氣和氫氣。

(4)合成氨的簡要流程：

[例1](2010安徽卷)低脫硝技術可用于處理廢氣中的氮氧化物，發生的化學反應為：

2NH₂(g)+NO(g)+NH₂(g)2H₃(g)+3H₂O(g)　 H<0

在恒容的密閉容器中，下列有關說法正確的是

A.平衡時，其他條件不變，升高溫度可使該反應的平衡常數增大

B.平衡時，其他條件不變，增加NH₃的濃度，廢氣中氮氧化物的轉化率減小

C.單位時間內消耗NO和N₂的物質的量比為1∶2時，反應達到平衡

D.其他條件不變，使用高效催化劑，廢氣中氮氧化物的轉化率增大

答案：C

解析：A選項，放熱反應升溫平衡常數減小，錯誤；增大一個反應物濃度另一反應物轉化率增大，B錯；使用催化劑平衡不移動，D錯。

[例2](2010重慶卷)(15分)某興趣小組用題27圖裝置探究氨的催化氧化．

(1)氨催化氧化的化學方程式為___________________．

(2)加熱玻璃管2一段時間后，擠壓1中打氣球鼓入空氣，觀察到2中物質呈紅熱狀態；停止加熱后仍能保持紅熱，該反應是_________反應(填“吸熱”或“放熱”)．

(3)為保證在裝置4中觀察到紅棕色氣體，裝置3應裝入_________；若取消3，在4中僅觀察到大量白煙，原因是___________________．

(4)為實現氨催化氧化，也可用裝置5替換裝置_________(填裝置代號)；化合物X為_________(只寫一種)，Na₂O₂的作用是___________________．

_{答案(15分)}

_{(1)4NH3+5O24NO+6H2O}

_(2)放熱

_{(3)濃H2SO4；生成的NO與O2反應生成NO2,NO2與水反應生成HNO3，NH3與HNO3反應生成了}

　 (4)I; 與HCL反應生成氧氣(合理答案均給分)

[解析]本題考查氨的催化氧化。(1)和氧化生成。(2)該反應為放熱，故不加熱后仍能保持紅熱狀態。(3)產物中有和，會被氧化生成，在于空氣中的水蒸氣反應生成,而與會產生白煙。(4)裝置5與1均產生科產生。加熱分解可得和HCL,而HCL與可生成。

[例3](2008廣東24)科學家一直致力于研究常溫、常壓下“人工固氮”的新方法。曾有實驗報道：在常溫、常壓、光照條件下，N₂在催化劑(摻有少量Fe₂O₃的TiO₂)表面與水發生反應，生成的主要產物為NH₃。進一步研究NH₃生成量與溫度的關系，部分實驗數據見下表(光照、N₂壓力1.0×10⁵ Pa、反應時間3 h):

相應的熱化學方程式如下：

N₂(g)+3H₂O(l)　　 2NH₃(g)+O₂(g)

ΔH=+765.2 kJ·mol^-1

回答下列問題：

(1)請畫出上述反應在有催化劑與無催化劑兩種情況下反應過程中體系能量變化示意圖，并進行必要標注。

(2)與目前廣泛使用的工業合成氨方法相比，該方法中固氮反應速率慢。請提出可提高其反應速率且增大NH₃生成量的建議：　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 。

(3)工業合成氨的反應為N₂(g)+3H₂(g)　　　 2NH₃(g)。設在容積為2.0 L的密閉容器中充入

1.合成氨的反應原理：N₂(g)+3H₂(g)　 2NH₃(g)298K時，△H==92.2kJ·mol^-1

特點：合成氨是一個氣體體積縮小的放熱的可逆反應。

5. 反應條件對化學平衡的影響

(1)化學平衡移動：一定條件下的可逆反應達到平衡狀態以后，反應條件改變，平衡混合物中各組分的濃度也隨之發生改變而達到新的平衡狀態，這種由一個平衡達到新的平衡的過程稱為化學平衡移動。

(2)反應條件對化學平衡的影響

①改變溫度：

升高溫度，化學平衡向吸熱反應方向移動。

降低溫度，化學平衡向放熱反應方向移動。

②改變濃度：

若Q_c＜K_c，化學平衡正向(向右)移動。

若Q_c＞K_c，化學平衡逆向(向左)移動。

③改變壓強：

若Q_p＜K_p，化學平衡正向(向右)移動。

若Q_p＞K_p，化學平衡逆向(向左)移動。

(3)勒夏特列原理：在封閉體系中，如果只改變平衡體系中的一個條件時，平衡將向減弱這個條件改變的方向移動。

[例1](2010天津卷，10)

(14分)二甲醚是一種重要的清潔燃料，也可替代氟利昂作制冷劑等，對臭氧層無破壞作用。工業上可利用煤的氣化產物(水煤氣)合成二甲醚。

請回答下列問題：

⑴ 煤的氣化的主要化學反應方程式為：___________________________。

⑵ 煤的氣化過程中產生的有害氣體H₂S用Na₂CO₃溶液吸收，生成兩種酸式鹽，該反應的化學方程式為：________________________________________。

⑶ 利用水煤氣合成二甲醚的三步反應如下：

① 2H₂(g) + CO(g) 　CH₃OH(g)；ΔH ＝ －90.8 kJ·mol^－1

② 2CH3OH(g) 　CH3OCH3(g) + H₂O(g)；ΔH＝ －23.5 kJ·mol^－1

③ CO(g) + H₂O(g) 　CO₂(g) + H₂(g)；ΔH＝ －41.3 kJ·mol^－1

總反應：3H₂(g) + 3CO(g) 　CH₃OCH₃(g) + CO₂ (g)的ΔH＝ ___________；

一定條件下的密閉容器中，該總反應達到平衡，要提高CO的轉化率，可以采取的措施是__________(填字母代號)。

a．高溫高壓　　　　　 b．加入催化劑　　　　 c．減少CO₂的濃度

d．增加CO的濃度　　 e．分離出二甲醚

⑷ 已知反應②2CH3OH(g) 　CH₃OCH₃(g) + H₂O(g)某溫度下的平衡常數為400 。此溫度下，在密閉容器中加入CH₃OH ，反應到某時刻測得各組分的濃度如下：

① 比較此時正、逆反應速率的大�。�v_正 ______ v_逆 (填“>”、“<”或“＝”)。

② 若加入CH₃OH后，經10 min反應達到平衡，此時c(CH₃OH) ＝ _________；該時間內反應速率v(CH₃OH) ＝ __________。

解析：(1)煤生成水煤氣的反應為C+H₂OCO+H₂。

(2)既然生成兩種酸式鹽，應是NaHCO₃和NaHS，故方程式為：

Na₂CO₃+H₂S==NaHCO₃+NaHS。

(3)觀察目標方程式，應是①×2+②+③，故△H=2△H₁+△H₂+△H₃=-246.4kJ· mol ^-1。

正反應是放熱反應，升高溫度平衡左移，CO轉化率減小；加入催化劑，平衡不移動，轉化率不變；減少CO₂的濃度、分離出二甲醚，平衡右移，CO轉化率增大；增大CO濃度，平衡右移，但CO轉化率降低；故選c、e。

(4)此時的濃度商Q==1.86＜400，反應未達到平衡狀態，向正反應方向移動，故_正＞_逆；設平衡時生成物的濃度為0.6+x，則甲醇的濃度為(0.44-2x)有：400=，解得x=0.2 mol·L^-1，故0.44 mol·L^-1-2x=0.04 mol·L^-1。

由表可知，甲醇的起始濃度度為(0.44+1.2) mol·L^-1=1.64 mol·L^-1，其平衡濃度為0.04 mol·L^-1，

10min變化的濃度為1.6 mol·L^-1，故(CH₃OH)=0.16 mol·L^-1·min^-1。

答案：(1) C+H₂OCO+H₂。

(2) Na₂CO₃+H₂S==NaHCO₃+NaHS

(3) -246.4kJ· mol ^{-1　　 c}、e

(4) ①＞　 ②0.04 mol·L^-1 　　0.16 mol·L^-1·min^-1

命題立意：本題是化學反應原理的綜合性試題，考查了化學方程式的書寫、蓋斯定律的應用、化學平衡移動原理，和利用濃度商和平衡常數的關系判斷平衡移動的方向、平衡常數和速率的計算等。

[例2](2010四川理綜卷，13)

反應aM(g)+bN(g) cP(g)+dQ(g)達到平衡時。M的體積分數y(M)與反應條件的關系如圖所示。其中：Z表示反應開始時N的物質的量與M的物質的量之比。下列說法正確的是

A.同溫同壓Z時，加入催化劑，平衡時Q的體積分數增加

B.同壓同Z時，升高溫度，平衡時Q的體積分數增加

C.同溫同Z時，增加壓強，平衡時Q的體積分數增加

D.同溫同壓時，增加Z，平衡時Q的體積分數增加。

答案：B

解析：本題考查了平衡移動原理的應用。A項加入催化劑只能改變反應速率，不會使平衡移動。B項由圖像(1)知隨著溫度的升高M的體積分數降低，說明正反應吸熱，所以溫度升高平衡正向移動，Q的體積分數增加。C項對比(1)(2)可以看出相同溫度條件，壓強增大M的體積分數增大，所以正反應是體積縮小的反應，增大壓強Q的體積分數減小。D項由C項可以判斷D也不對。

[鞏固練習1](福建省泉州一中2010屆高三上學期期中考試)在1 L密閉容器中，把1 mol A和1 mol B混合發生如下反應：

3A(g)+B(g)xC(g)+2D(g)，當反應達到平衡時，生成0.4 mol D，并測得C的平衡濃度為0.4 mol·Lˉ¹，下列敘述中不正確的是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

A．x的值為2　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　B．A的轉化率為40%　

C．B的平衡濃度為0.8 mol·Lˉ¹　 　　　　　　　 D．D的體積分數為20%

答案 B

[鞏固練習2](貴州省巴結中學2010屆高三10月月考)某體積可變的密閉容器，盛有適量的A和B的混合氣體，在一定條件下發生反應：　　　　　　　　　 　，若維持溫度和壓強不變，當達到平衡時，容器的體積為VL，其中C氣體的體積占10%，下列推斷正確　 (　 )

　　 ①原混合氣體體積為1.2VL；　　　 ②原混合氣體的體積為1.1VL；

　　 ③反應達平衡時氣體A消耗0.05VL； ④反應達平衡時氣體B消耗掉0.05VL。

A．②③　　 B．②④　　 　 C．①③　D．②①

答案 A

[鞏固練習3](重慶西南師大附中2010年上學期期末考試)T℃時，A氣體與B氣體反應生成C氣體。反應過程中A、B、C物質的量變化如圖(Ⅰ)所示；若保持其他條件不變，溫度分別為T₁和T₂時，B的體積分數與時間的關系如圖(Ⅱ)所示，則下列結論正確的是(　　 )

A．在(t₁+1)min時，保持其他條件不變，增大壓強，平衡向逆反應方向移動

B．在(t₁+1)min時，保持容器總壓強不變，通入稀有氣體，平衡向正反應方向移動

C．不再增減物質，只改變壓強或溫度時，A的體積分數V_(A)%變化范圍為25%<V_(A)%<40%

D．其他條件不變，升高溫度，正、逆反應速率均增大，且A的轉化率增大

答案 C

基礎過關

第4課時 反應速率與限度理論在化工生產上的應用

4.平衡轉化率：對于可逆反應aA+bB　　 cC+dD，反應物A的平衡轉化率可以表示為：

α(A)==(c₀(A)－ [A])/c₀(A)×100%

3.化學平衡常數：

(1)概念：對于一定條件下的可逆反應(aA+bB　　 cC+dD)，達到化學平衡時，生成物濃度的乘冪的乘積與反應物濃度的乘冪的乘積之比為一常數，記作K_c，稱為化學平衡常數(濃度平衡常數)。

(2)數學表達式：

如果反應物和生成物均為氣體，當達到化學平衡時，將由各物質平衡分壓算得的平衡常數稱為壓強平衡常數。即

濃度平衡常數和壓強平衡常數均稱為化學平衡常數。

(3)意義：平衡常數的大小化學反應可能進行的程度(即反應限度)；平衡常數的數值越大，說明反應進行得越完全。

(4)影響因素：只與溫度有關，而與濃度無關。

2.化學平衡(狀態)：

(1)概念：在一定條件下可逆反應進行到一定程度時，正反應速率和逆反應速率相等，反應物和生成物的濃度不再發生變化，這種狀態稱為化學平衡狀態，簡稱化學平衡。

(2)特征：

①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。

②等：V(正)==V(逆)≠0

③動：化學平衡是動態平衡。雖然V(正)==V(逆)，但正、逆反應仍在進行。

④定：反應物和生成物的濃度保持一定。

⑤變：外界條件改變，平衡也隨之改變。

1.可逆反應：在相同條件下同時向正、反兩個方向進行的反應稱為可逆反應。在可逆反應中使用“　　　　 ”。

4.第Ⅳ象限符號為“-、+”(△S＜0、△H＞0)時化學反應的方向--所有溫度下反應均不能自發進行

[例4]CO(g)＝C(s，石墨)+1/2O2(g)，其△H＝110.5 kJ·mol^-1△S==　-89.36J·mol^-1·K^-1，試判斷該反應在298K和2000K時反應是否自發進行？

[解析]

298K時，△H-T△S＝110.5 kJ·mol^-1-298K×10^-3×(-89.36kJ·mol^-1·K^-1) ==137.13 kJ·mol^-1＞0，故298K時反應不能自發進行。

2000K時，△H-T△S＝110.5 kJ·mol^-1-2000K×10^-3×(-89.36kJ·mol^-1·K^-1) ==289.22 kJ·mol^-1＞0，故2000K時，反應也不能自發進行。

事實上，△S＜0、△H＞0時，僅從符號上進行分析，無論溫度如何變化，恒有△H-T△S＞0，故化學反應的方向--所有溫度下反應均不能自發進行。

從以上四個象限的情況來看，交叉象限的情況相反相成，第Ⅰ象限(高溫下反應自發進行)和第Ⅲ象限(低溫下反應自發進行)相反相成，第Ⅱ象限(所有溫度下均可自發進行)和第Ⅳ象限(所有溫度下反應均不能自發進行)相反相成。分析化學反應的方向的熱力學判據是△H-T△S＜0，而這個判據是溫度、壓強一定的條件下反應自發進行的趨勢，并不能說明反應能否實際發生，因為反應能否實際發生還涉及動力學問題。

基礎過關

第3課時 化學反應的限度

3.第Ⅲ象限符號為“-、-”(△S＜0、△H＜0)時化學反應的方向--低溫下反應可以自發進行

[例3]常溫下氫氧化亞鐵與空氣中的氧氣及水有可能發生反應，即：

4Fe(OH)₂(s)+2H₂O(l)+O₂(g)==4Fe(OH)₃(s)，已知該反應在298K時的△H== -444.3 kJ·mol^-1，△S==　-280.1 J·mol^-1·K^-1

試問該反應在常溫下是否自發進行？

[解析]

根據△H-T△S＝-444.3 kJ·mol^-1-298K×10^－3×(-280.1 kJ·mol^-1·K^-1)== -360.83 kJ·mol^-1＜0，故298K時反應可自發進行。

由于焓變和熵變的作用相反，且二者相差懸殊，焓變對反應的方向起決定性作用，故反應可自發進行。

假定溫度達到2000K，則△H-T△S＝-444.3 kJ·mol^-1-2000K×10^－3×(-280.1 kJ·mol^-1·K^-1)＝115.9 kJ·mol^-1＞0，反應不能自發行。即高溫下反應不能自發進行。