工業(yè)合成氨對人類生存貢獻巨大，反應原理為：N₂（g）+3H₂（g）

催化劑

高溫

、

高壓

NH₃（g）ΔH

（1）若在一容積為2L的密閉容器中加入0.2mol的N₂和0.6mol的H₂在一定條件下發(fā)生反應，若在5分鐘時反應達到平衡，此時測得NH₃的物質(zhì)的量為0.2mol。則前5分鐘的平均反應速率v（N₂）=

0.01mol?L^-1?min^-1

0.01mol?L^-1?min^-1

。
下列各項能作為判斷該反應達到化學平衡狀態(tài)的依據(jù)是

CD

CD

。（填序號字母）
a.容器內(nèi)N₂、H₂、NH₃的物質(zhì)的量濃度之比為1：3：2
b.v_正（N₂）=3v_逆（H₂）
c.容器內(nèi)壓強保持不變
d.混合氣體的密度保持不變
（2）科學家研究在催化劑表面合成氨的反應機理，反應步驟與能量的關(guān)系如圖1所示（吸附在催化劑表面的微粒用*標注，省略了反應過程中的部分微粒）。寫出步驟c的化學方程式

*NNH+H₂

催化劑

*N+NH₃

*NNH+H₂

催化劑

*N+NH₃

；由圖象1可知合成氨反應的ΔH

＜

＜

0。（填“＞”“＜”或“=”）
（3）將n（N₂）：n（H₂）=1：3的混合氣體，勻速通過裝有催化劑的剛性反應器，反應器溫度變化與從反應器排出氣體中NH₃的體積分數(shù)φ（NH₃）關(guān)系如圖2。隨著反應器溫度升高，NH₃的體積分數(shù)φ（NH₃）先增大后減小的原因是

溫度低于To時未達平衡，溫度升高，反應速率加快，NH₃的體積分數(shù)增大；高于To時反應達平衡，由于該反應是放熱反應，溫度升高平衡常數(shù)減小，NH₃的體積分數(shù)減小

溫度低于To時未達平衡，溫度升高，反應速率加快，NH₃的體積分數(shù)增大；高于To時反應達平衡，由于該反應是放熱反應，溫度升高平衡常數(shù)減小，NH₃的體積分數(shù)減小

。
某溫度下，混合氣體在剛性容器內(nèi)發(fā)生反應，起始氣體總壓為2×10⁷Pa,平衡時總壓為開始的90%，則H₂的轉(zhuǎn)化率為

20%

20%

。用某物質(zhì)的平衡分壓（氣體分壓P_分=P_總×體積分數(shù)）代替物質(zhì)的量濃度也可以表示化學平衡常數(shù)（記作K_P），此溫度下，該反應的化學平衡常數(shù)K_P=

（

2

×

1

0

6

）

2

（

4

×

1

0

6

）

×

（

1

.

2

×

1

0

7

）

3

Pa^-2

（

2

×

1

0

6

）

2

（

4

×

1

0

6

）

×

（

1

.

2

×

1

0

7

）

3

Pa^-2

。（分壓列計算式、不化簡）
（4）合成氨的原料氣H₂可來自甲烷水蒸氣催化重整（SMR）。我國科學家對甲烷和水蒸氣催化重整反應機理也進行了廣泛研究，通常認為該反應分兩步進行。第一步：CH₄催化裂解生成H₂和碳（或碳氫物種），其中碳（或碳氫物種）吸附在催化劑上，如CH₄→C_ads/[C（H）_n]_ads+（2-

n

2

）H₂；第二步：碳（或碳氫物種）和H₂O反應生成CO₂和H₂，如C_ads/[C（H）_n]_ads+2H₂O→CO₂+（2+

n

2

）H₂。反應過程和能量變化殘圖如圖3（過程①沒有加催化劑，過程②加入催化劑），過程①和②ΔH的關(guān)系為：①

=

=

②（填“＞”、“＜”或“=”）；控制整個過程②反應速率的是第

Ⅱ

Ⅱ

步（填“Ⅰ”或“Ⅱ”），其原因為

第Ⅱ步的活化能大，反應速率慢

第Ⅱ步的活化能大，反應速率慢

。