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)
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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____________________________。
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答案
(1)AD (2)用湿润的红色石蕊试纸放在管口处,若试纸变蓝则说明有氨气生成 (3)该反应是可逆反应,10 mol N2与30 mol H2不可能完全反应,所以放出的热量小于10×92.4 kJ=924 kJ (4)N2+6H++6e-=2NH3 |
解析
(1)勒夏特列原理只解释平衡移动问题。(2)根据氨的性质进行检验。(3)合成氨的反应是可逆反应。(4)根据合成氨反应中的氧化剂、电解池中阴极反应特点及电解质成分进行分析。 |
举一反三
合成氨的流程示意图如下:
回答下列问题: (1)工业合成氨的原料是氮气和氢气。氮气是从空气中分离出来的,通常使用的两种分离方法是____________、____________;氢气的来源是水和碳氢化合物,写出分别采用煤和天然气为原料制取氢气的化学方程式________________________,__________________________。 (2)设备A中含有电加热器,触媒和热交换器,设备A的名称是________,其中发生的化学反应方程式为__________________________。 (3)设备B的名称为________,其中m和n是两个通水口,入水口是________(填“m”或“n”)。不宜从相反方向通水的原因是________________________________________。 (4)设备C的作用是____________________________________________。 (5)在原料气制备过程中混有的CO对催化剂有毒害作用,欲除去原料气中的CO,可通过如下反应来实现: CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g) 已知1 000 K时该反应的平衡常数K=0.627,若要使CO的转化率超过90%,则起始物中c(H2O)∶c(CO)不低于________。 |
液氨常用作制冷剂,回答下列问题 (1)一定条件下在密闭容器中发生反应: a.NH4I(s)NH3(g) + HI(g) b.2HI(g) H2(g) + I2(g) ①写出反应a的平衡常数表达式 ②达到平衡后,扩大容器体积,反应b的移动方向 (填“正向”、“逆向”或“不移动”),达到新的平衡时容器内颜色将怎样变化 (填“加深”、“变浅”或“不变”) (2)工业上合成氨的反应:N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) ΔH=-92.60 kJ·mol-1 下列说法能说明上述反应向正反应方向进行的是________(填序号)。 a.单位时间内生成2n mol NH3的同时生成3n mol H2 b.单位时间内生成6n mol N—H键的同时生成2n mol H—H键 c.用N2、H2、NH3的物质的量浓度变化表示的反应速率之比为1∶3∶2 d.混合气体的平均摩尔质量增大 e.容器内的气体密度不变 (3)已知合成氨反应在某温度下2 L的密闭容器中进行,测得如下数据:
时间(h) 物质的量(mol)
| 0
| 1
| 2
| 3
| 4
| N2
| 1.50
| n1
| 1.20
| n3
| 1.00
| H2
| 4.50
| 4.20
| 3.60
| n4
| 3.00
| NH3
| 0
| 0.20
|
| 1.00
| 1.00
| 根据表中数据计算: ①反应进行到2 h时放出的热量为________ kJ。 ②0~1 h内N2的平均反应速率为________ mol·L-1·h-1。 ③此温度下该反应的化学平衡常数K=________(保留两位小数)。 ④反应达到平衡后,若往平衡体系中再加入N2、H2和NH3各1.00 mol,化学平衡将向________方向移动(填“正反应”或“逆反应”)。 (4)肼(N2H4)的性质类似于NH3,极易溶于水,与水反应生成一种二元弱碱在溶液中分步电离,请用离子反应方程式表示其水溶液显碱性的原因 |
甲醇被称为21世纪的新型燃料,工业上通过下列反应Ⅰ和Ⅱ,用CH4和H2O为原料来制备甲醇。 (1)将1.0 mol CH4和2.0 mol H2O(g)通入反应室(容积为100 L),在一定条件下发生反应:CH4(g)+H2O(g)CO(g)+3H2(g)……Ⅰ,CH4的转化率与温度、压强的关系如图所示。
①已知100°C时达到平衡所需的时间为5 min,则用H2表示的平均反应速率为________。 ②图中的p1________p2(填“<”“>”或“=”),100°C时平衡常数为________。 ③在其他条件不变的情况下降低温度,逆反应速率将________(填“增大”“减小”或“不变”)。 (2)在压强为0.1 MPa条件下,a mol CO与3a mol H2的混合气体在催化剂作用下能自发反应生成甲醇:CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)……Ⅱ。 ④该反应的ΔH________0,ΔS________0(填“<”“>”或“=”)。 ⑤若容器容积不变,下列措施可增加甲醇产率的是________。 A.升高温度 B.将CH3OH(g)从体系中分离 C.充入He,使体系总压强增大 D.再充入1 mol CO和3 mol H2 ⑥为了寻找合成甲醇的温度和压强的适宜条件,某同学设计了三组实验,部分实验条件已经填在下面实验设计表中。请在下表空格中填入剩余的实验条件数据。
实验编号
| T(°C)
| n(CO)/n(H2)
| p(MPa)
| ⅰ
| 150
| ½
| 0.1
| ⅱ
| ________
| ________
| 5
| ⅲ
| 350
| ________
| 5
| |
一定温度下,在2 L密闭容器中发生下列反应:4NO2(g)+O2(g)2N2O5(g);已知该反应的平衡常数:K300 ℃>K350 ℃,且n(NO2)(单位:mol)随时间变化如下表:
时间(s)
| 0
| 500
| 1000
| 1500
| t1℃
| 20
| 13.96
| 10.08
| 10.08
| t2℃
| 20
| a
| b
| c
| 下列说法一定正确的是( ) A.正反应为吸热反应 B.如果t2℃<t1℃,那么a>b=c,且a=10+0.5b C.如果t2℃<t1℃,那么t2℃达到平衡的时间介于1 000 s至1 500 s之间 D.如果t2℃>t1℃,那么b>10.08 |
溶液中,反应A+2BC分别在三种不同实验条件下进行,它们的起始浓度均为c(A) =0.100 mol/L、c(B)=0.200 mol/L及c(C)=0 mol/L。反应物A的浓度随时间的变化如图所示。
请回答下列问题: (1)与①比较,②和③分别仅改变一种反应条件。所改变的条件和判断的理由是: ② ; ③ 。 (2)实验②平衡时B的转化率为 ;实验③平衡时C的浓度为 。 (3)该反应的ΔH 0,其判断理由是 。 (4)该反应进行到4.0 min时的平均反应速率: 实验②:v(B)= 。 实验③:v(C)= 。 |
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