氨是重要的氮肥,是产量较大的化工产品之一。课本里介绍的合成氨技术称为哈伯法,是德国人哈伯在1905年发明的,其合成原理为:
N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH=-92.4 kJ·mol-1
他因此获得了1918年诺贝尔化学奖。试回答下列问题:
(1)合成氨工业中采取的下列措施可用勒夏特列原理解释的是________。
A.采用较高压强
B.采用500 ℃的高温
C.用铁触媒作催化剂
D.将生成的氨液化并及时从体系中分离出来,剩余N2和H2循环到合成塔
中,并补充N2和H2
(2)下图是实验室模拟工业合成氨的简易装置,简述检验有氨气生成的方法:
_________________________________________________________________。
(3)在298 K时,将10 mol N2和30 mol H2通入合成塔中,放出的热量小于924kJ,原因是______________________________
(4)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
实验装置如下图,则其阴极的电极反应式为____________________________。
哈伯因发明了由氮气和氢气合成氨气的方法而获得1918年诺贝尔化学奖。现将氢气和氮气充入某密闭容器中,在一定条件下反应的有关数据为:
项目 | H2 | N2 | NH3 |
起始时 | 5 mol·L-1 | 3 mol·L-1 | 0 |
2 s末 | 2 mol·L-1 |
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(1)氢气和氮气反应生成氨气(在2 s内)的反应速率v(H2)=__________。若此时已达平衡,则可求得平衡常数为__________。
(2)下图表示合成NH3反应在时间t0→t6中反应速率与反应过程曲线图,则在下列达到化学平衡的时间段中,化学平衡常数最大的一段时间是__________。
①t0→t1 ②t2→t3 ③t3→t4 ④t5→t6
若t1时改变的条件是升高温度,则说明合成NH3反应的焓变ΔH________0(填“大于”或“小于”)。
合成氨工业对国民经济和社会发展具有重要的意义。对于密闭容器中的反应:N2(g)+3H2(g)2NH3(g),673 K、30 MPa下n(NH3)和n(H2)随时间变化的关系如下图所示。下列叙述正确的是 ( )。
A.点a的正反应速率比点b的小
B.点c处反应达到平衡
C.点d(t1时刻)和点e(t2时刻)处n(N2)不一样
D.其他条件不变,773 K下反应至t1时刻,n(H2)比上图中d点的值大
对于可逆反应N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH<0,下列说法正确的是( )。
A.达到平衡时反应物和生成物浓度一定相等
B.达到平衡后加入氨气,重新达到平衡时,氨气的浓度比原平衡时大
C.达到平衡时,升高温度加快了吸热反应的速率,降低了放热反应的速率,所以平衡向逆反应的方向移动
D.加入催化剂可以缩短到达平衡的时间,这是因为加快了正反应的速率,而减慢了逆反应的速率
合成氨工业中,原料气(N2、H2、混有少量CO、NH3)在进入合成塔之前,常用醋酸二氨合铜(Ⅰ)溶液来吸收CO,其反应为CH3COO[Cu(NH3)2]+CO+NH3
CH3COO[Cu(NH3)3]·CO(正反应为放热反应)。
(1)必须除去CO的原因是___________________________。
(2)醋酸二氨合铜(Ⅰ)溶液吸收原料气中CO的适宜条件是______________________。
(3)吸收CO后的醋酸铜(Ⅰ)氨溶液经适当处理又可再生,恢复其吸收CO的能力而循环使用,其再生的条件是______________________________。
合成NH3所需的H2可由煤与H2O反应制得,其中有一步反应为CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g) ΔH<0。欲提高CO转化率可采用的方法可能有:①降低温度;②增大压强 ③使用催化剂 ④增大CO的浓度;⑤增大水蒸气的浓度,其中正确的组合是( )。
A.①②③ B.④⑤ C.①⑤ D.⑤