合成氨反应

（1）N 2 +3H 2  2NH 3 （2）①2NH 4 Cl+Ca(OH) 2  CaCl 2 +2NH 3 ↑+2H 2 O ②C    ③防止烧杯中的水倒吸（3）4 NH 3 + 5O 2 4NO+6H 2 O  试题分析：（1）在工业上合成氨气的化学反应方程式为N 2 +3H 2  2NH 3 （2） ①实验室制取氨气反应的化学方程式是2NH 4 Cl+Ca(OH) 2  CaCl 2 +2NH 3 ↑+2H 2 O，②由于氨气极易溶解于水，所以不能用排水法收集，氨气的密度比空气小，所以可用向下排空气法来收集，选项装置为C。③氨气极易溶解于水，导致导气管内的压强减小，烧杯中的水在大气压强的作用下，被压入导气管，最后进入到收集装置。所以尾气处理装置中使用倒扣漏斗的作用是防止烧杯中的水倒吸。（3）工业上用NH 3 制取NO反应的化学方程式是4 NH 3 + 5O 2 4NO+6H 2 O。这种方法叫氨气的催化氧化法。 3 的工业制法、实验室制法、收集、尾气处理及用途。

（1）合成氨工业有下列流程：原料气制备、原料气净化和压缩、氨的合成、氨的分离，从图1生产流程知，原料气氮气和氢气，经过氨的合成、氨的分离，所以X为液态的氨气，Y为氮气和氢气的混合气，再循环利用，故答案为：NH3；液；（2）a．升高温度，能使反应速率加快，但该反应正反应为放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动，不利于氨的合成，故不选；b．铁触媒的使用有利于加快反应速率，但平衡不移动，故不选；c．增大压强，能使反应速率加快，反应也向正反应方向移动，但过高的压强，反应成本高，故选；d．为提高原料的转化率，采用循环操作，提高原料的利用率，故选；故选c、d；（3）①温度不变水的离子积常数的数值是不变的，仍为10-14，故答案为：10-14；  ②将相同体积、相同物质的量浓度的氨水和盐酸混合后，反应生成氯化铵溶液，铵根离子水解，c（Cl-）＞c（NH4+），氯化铵为强酸弱碱盐，水解后溶液呈酸性，c（H+）＞c（OH-），水解极其微弱，所以c（NH4+）＞c（H+），故答案为：c（Cl-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-）．

合成氨是氮气与氢气在高温高压下完成的 但是要控制温度在500℃,压强20~50MPa下,因为发现温度过高时,产量反而减少,同时,鉴于仪器的承受力,压强不能太高 温度过高产量减少,说明温度高时平衡逆向移动了,因此合成氨反应是放热反应

这里面有个前提，合成氨是在一定的条件下于密闭的容器里进行的，所以只要加入的氮气不会破坏“一定的条件”，达到新的平衡时，氨气的浓度一定增大。(因为密闭的容器意味着V是定值)

没有，最少的也得不是加热

对于一个化学平衡，如果反应物只有一种，那它的平衡转化率只有一种表示方式；但如果反应物有多种，则有多种平衡转化率表示方式。在合成氨一例中，存在两种平衡转化率，即N2的平衡转化率和H2的平衡转化率；如果增大N2的量，那H2的转化率就会提高，而N2的转化率就会显著降低；反之，如果增大H2的量，那N2的转化率会提高，而H2的转化率就会显著降低；在反应物投料比达到反应系数比时，原料的[转化率之和]达到最大值。即用牺牲一种原料的转化率来提高另一种原料的转化率，该方法在反应物原料价格差异很大时才会采用；如SO2催化氧化时，增大空气（便宜）的用量。从上面的分析可以看出，投料比为系数比时，仅是平衡转化率之和达到最大值，真正工业操作会因反应体系而异，并不一定要求反应物投料比等于系数之比。

合成氨反应是个放热反应但是这里牵涉到活化能的问题这个反应必须提供高温高压才能够引发反应，但是反应结束后放出总热量比吸收的热量要多的（先吸热，再放出更多的热~）也就说是放热的

（1）合成氨反应的化学方程式为：N 2 （g）+3H 2 （g）2NH 3 （g）△H=-92.2kJ/mol，反应物气体的化学计量数大于生成物气体的化学计量数，则加压有利于平衡正向移动，提高原料气的转化率，升高温度虽然不利于平衡向正反应方向移动，但能增大反应速率，缩短达到平衡的时间．故答案为：加压有利于平衡正向移动，提高原料气的转化率；增加反应速率，缩短达到平衡的时间；         （2）N 2 （g）+3H 2 （g）2NH 3 （g）起始： n V mol/L    3n V mol/L         0转化： nx V mol/L    3nx V mol/L       2nx V mol/L平衡： n(1-x) V mol/L 3n(1-x) V mol/L 2nx V mol/Lk= ( 2nx V ) 2 ( n(1-x) V )×( 3n(1-x) V ) 3 = 4x V 2 27 n 2 (1-x) 4 ，故答案为： 4x V 2 27 n 2 (1-x ) 4 ；（3）已知：①H 2 （g）+ 1 2 O 2 （g）=H 2 O（l）△H=-285.8kJ?mol -1 ②CO（g）+ 1 2 O 2 （g）=CO 2 （g） ）△H=-283.0kJ?mol -1 ③CH 4 （g）+2O 2 （g）=CO 2 （g）+2H 2 O（l））△H=-890.3kJ?mol -1 ，④H 2 O（g）=H 2 O（l）△H=-44.0kJ?mol -1 ，利用盖斯定律将④+③-②-3×①可得：CH 4 （g）+H 2 O（g）=CO（g）+3H 2 （g）△H=（-44.0kJ?mol -1 ）+（-890.3kJ?mol -1 ）-（-283.0kJ?mol -1 ）-3×（-285.8kJ?mol -1 ）=+206.1 kJ?mol -1 ，故答案为：CH 4 （g）+H 2 O（g）=CO（g）+3H 2 （g）△H=+206.1 kJ?mol -1 ；（4）N 2 在正极发生还原反应生成NH 4 + ，电极反应式为N 2 +6e - +8H + =2NH 4 + ，故答案为：N 2 +6e - +8H + =2NH 4 + ．

N2+3H2=2NH3

是放热反应

N2(g)+ 3H2(g)==2NH3(g)(可逆反应）

合成氨反应是个放热反应。合成氨指由氮和氢在高温高压和催化剂存在下直接合成的氨，为一种基本无机化工流程。现代化学工业中，氨是化肥工业和基本有机化工的主要原料。合成氨反应式如下：该反应为可逆反应，等号上反应条件为：“高温高压”。在无催化剂时，氨的合成反应的活化能很高，大约335kJ/mol。加入铁催化剂后，反应以生成氮化物和氮氢化物两个阶段进行。第一阶段的反应活化能为126kJ/mol～167kJ/mol，第二阶段的反应活化能为13kJ/mol。由于反应途径的改变（生成不稳定的中间化合物），降低了反应的活化能，因而反应速率加快了。扩展资料：发展起源：德国化学家哈伯(F.Haber，1868-1934)从1902年开始研究由氮气和氢气直接合成氨。于1908年申请专利，即“循环法”，在此基础上，他继续研究，于1909年改进了合成，氨的含量达到6上。这是工业普遍采用的直接合成法。反应过程中为解决氢气和氮气合成转化率低的问题，将氨产品从合成反应后的气体中分离出来，未反应气和新鲜氢氮气混合重新参与合成反应。氨的用途：氨是重要的无机化工产品之一，在国民经济中占有重要地位，其中约有80%氨用来生产化学肥料，20%为其它化工产品的原料。氨主要用于制造氮肥和复合肥料，例如尿素、硝酸铵、磷酸铵、氯化铵以及各种含氮复合肥，都是以氨为原料的。氨作为工业原料和氨化饲料，用量约占世界产量的1/2。 硝酸、各种含氮的无机盐及有机中间体、磺胺药、聚氨酯、聚酰胺纤维和丁腈橡胶等都需直接以氨为原料。液氨常用作制冷剂，贮运商品氨中有一部分是以液态由制造厂运往外地。参考资料来源：百度百科-合成氨

工业合成氨反应的化学方程式为：N₂+3H₂⇌2NH₃（催化剂、高温高压条件下）反应过程采用铁触媒（以铁为主混合的催化剂），铁触媒在500°C时活性最大，这也是合成氨选在500°C的原因。合成氨的反应特点（1）可逆反应；（2）正反应是放热反应；（3）正反应是气体体积减小的反应。扩展资料合成氨的发现过程德国化学家哈伯（F.Haber，1868-1934）从1902年开始研究由氮气和氢气直接合成氨。于1908年申请专利，即“循环法”。在此基础上，他继续研究，于1909年改进了合成，氨的含量达到6上，这是工业普遍采用的直接合成法。反应过程中为解决氢气和氮气合成转化率低的问题，将氨产品从合成反应后的气体中分离出来，未反应气和新鲜氢氮气混合重新参与合成反应。合成氨反应的机理，首先是氮分子在铁催化剂表面上进行化学吸附，使氮原子间的化学键减弱。接着是化学吸附的氢原子不断地跟表面上的氮分子作用，在催化剂表面上逐步生成—NH、—NH₂和NH₃，最后氨分子在表面上脱吸而生成气态的氨。

放热。工业合成氨反应的化学方程式为：N₂＋3H₂⇌2NH₃（催化剂、高温高压条件下）反应过程采用铁触媒（以铁为主混合的催化剂），铁触媒在500°C时活性最大，这也是合成氨选在500°C的原因。合成氨的发展历史合成氨工业在20世纪初期形成。在1784年，有学者证明氨由氮和氢组成。1898年，利用炭化钙吸收氮制氨获得成功。19世纪末，在热力学、动力学和催化剂等领域取得进展后，对合成氨反应的研究有了新的进展。1901年法国物理化学家吕·查得利提出氨合成的条件是高温、高压，并有适当催化剂存在。1909年又实现了在催化剂存在下，氮和氢直接合成氨，并于1912年建成日产30吨的装置。

①反应物和生成物都是气体的可逆反应； ②正反应是一个气体体积缩小的反应； ③正反应是一个放热反应； ④N2极不活泼,通常条件下反应难以进行.

合成氨反应是氮气和氢气生成氨气,是可逆反应,是放热,压强减小的反应,降温,加压,增大反应物浓度,减小生成物浓度促进正向移动氮气和氧气在放电的条件下生成一氧化氮,不是可逆反应,一氧化氮和空气中氧气生成二氧化氮,与水反应又能生成硝酸

合成氨N2+3H2---（500℃高压，催化剂）2NH3，为可逆反应，左边系数比右边系数大，所以要增大压强，使反应向正向进行，升温虽然不利于生成氨气（本身是放热反应），但低温下反应极慢，适当提高温度可以提高反应速率。

工业合成氨反应的化学方程式为：N?+3H??2NH?。反应过程采用铁触媒（以铁为主混合的催化剂），铁触媒在500°C时活性最大，这也是合成氨选在500°C的原因。合成氨的反应特点（1）可逆反应；（2）正反应是放热反应；（3）正反应是气体体积减小的反应。合成氨指由氮和氢在高温高压和催化剂存在下直接合成的氨，为一种基本无机化工流程。现代化学工业中，氨是化肥工业和基本有机化工的主要原料。氨（Ammonia，即阿摩尼亚），氮和氢的化合物，分子式为NH?，是一种无色气体，有强烈的刺激气味。极易溶于水，常温常压下1体积水可溶解700倍体积氨，水溶液又称氨水。降温加压可变成液体，液氨是一种制冷剂。氨也是制造硝酸、化肥、炸药的重要原料。氨对地球上的生物相当重要，它是许多食物和肥料的重要成分。

可逆反应中反应速率与反应物浓度成正相关,合成氨反应中存在氮气和氢气化合与氨气分解这一对可逆反应,而我们观测到的合成氨反应速率实际上是化合速率与氨分解速率两者之差,氨气浓度增大会使氨分解的反应速率增大,因此使得观测到的反应速率降低,实际上正反应速率只和温度、压强、反应物浓度灯有关,与氨气浓度没有直接关系.

加入氩气,体积增大N2 ,H2的分压降低,就等于降低了体系的压强,平衡向体积增大的方向移动,即向左. 不用搅拌,会把滤纸弄破,只引流就行.特殊情况,如固体太厚的话可以轻轻搅下.

A、恒温恒容下，容器Ⅱ中按化学计量数转化为N 2 、H 2 ，可得N 2 1mol、H 2 3mol，容器Ⅰ、容器Ⅱ内为等效平衡．两种途径中达到平衡时，NH 3 的体积分数均为ω，平衡时容器内对应各物质物质的量相等，令平衡时容器内N 2 为nmol，则容器Ⅰ中放出的热量为（1-n）mol×92.4kJ/mol=92.4（1-n）kJ，容器Ⅱ内吸收的热量为nmol×92.4kJ/mol=92.4nkJ，容Ⅰ中放出的热量与Ⅱ中吸收的热量之和为92.4（1-n）kJ+92.4nkJ=92.4kJ，故A正确；B、混合气体的总质量不变，容器的体积不变，混合气体的密度为定值；随反应进行、混合气体的物质的量减小，混合气体的平均相对分子质量增大、混合气体的压强降低，故B错误；C、反应开始速率相对较快，达平衡前反应速率相对较慢，所以反应速率应为由高到低，达到平衡时放出的热量为9.24kJ，由热化学方程式可知参加反应的氢气的物质的量为0.3mol，10min内氢气的平均速率为0.015mol/（L?min），最低反应速率应小于0.015mol/（L?min），故C错误；D、起始加入的物料均为1molN 2 、3molH 2 ，在不同条件下达到平衡时，比较500℃、2L与500℃、1L，体积小压强大，反应速率快，达到平衡时间短，平衡向正反应移动，平衡时NH 3 的体积分数相对较大；比较500℃、2L与400℃、2L，温度增大，反应速率快，达到平衡时间短，平衡向逆反应移动，平衡时NH 3 的体积分数相对较小，故D错误．故选：A．

加入产物，平衡肯定逆移啊

合成氨是放热反应，温度越低，转化率越高，但是工业条件却是高温。原因是工业合成必须同时考虑转化率和速率两方面，高温下虽然牺牲了转化率，但是却可以大大缩短达到平衡所需要的时间（温度每升高10度，反应速率提高2到4倍），变相提高了生产效率。

减小. 虽然生成物的浓度减小,反应向正反应移动. 但是达到新平衡后,n2和h2的浓度都比原来平衡小,所以生成物浓度小,速率慢. 所以平衡的确是向正反应移动,但是进行的越来越慢. 平衡的移动和反应速率没有必然关系,要注意区分 比如温度升高,不管是吸热还是放热反应,正逆反应速率都增加,只不过吸热反应时,正反应速率增加的更快,导致平衡向正反应移动.

1.恒容，通氩气，总压强增大，故平衡正向进行。2.恒压，通氩气，体积增大，氢气和氮气的分压减小，平衡逆向移动。个人看法。

(1).单选题!(2)合成氨反应催化剂的活性组分是 A. Fe2O3

升温，增加反应物浓度，都能增快快化学方应速率

工业合成氨反应的化学方程式为：N₂+3H₂⇌2NH₃（催化剂、高温高压条件下）反应过程采用铁触媒（以铁为主混合的催化剂），铁触媒在500°C时活性最大，这也是合成氨选在500°C的原因。合成氨的反应特点（1）可逆反应；（2）正反应是放热反应；（3）正反应是气体体积减小的反应。在无催化剂时，氨的合成反应的活化能很高，大约335kJ/mol。 催化剂的催化能力一般称为催化活性。 催化剂在稳定活性期间，往往因接触少量的杂质而使活性明显下降甚至被破坏，这种现象称为催化剂的中毒。一般认为是由于催化剂表面的活性中心被杂质占据而引起中毒。中毒分为暂时性中毒和永久性中毒两种。例如，对于合成氨反应中的铁催化剂，O2、CO、CO2和水蒸气等都能使催化剂中毒。但利用纯净的氢、氮混合气体通过中毒的催化剂时，催化剂的活性又能恢复，因此这种中毒是暂时性中毒。相反，含P、S、As的化合物则可使铁催化剂永久性中毒。催化剂中毒后，往往完全失去活性，这时即使再用纯净的氢、氮混合气体处理，活性也很难恢复。催化剂中毒会严重影响生产的正常进行。工业上为了防止催化剂中毒，要把反应物原料加以净化，以除去毒物，这样就要增加设备，提高成本。因此，研制具有较强抗毒能力的新型催化剂，是一个重要的课题。

各种反应都需要一定的能量，这可表现温度。还不到这个温度反应将不能进行。如同家中煮饭一样，室温是无法煮饭的。

工业合成氨的化学方程式：N₂(g)+3H₂(g)=2NH₃(g)（可逆反应）。工业制氨绝大部分是在高压、高温和催化剂存在下由氮气和氢气合成制得。氮气主要来源于空气；氢气主要来源于含氢和一氧化碳的合成气（纯氢也来源于水的电解）。由氮气和氢气组成的混合气即为合成氨原料气。从燃料化工来的原料气含有硫化合物和碳的氧化物，它们对于合成氨的催化剂是有毒物质，在氨合成前要经过净化处理。高温高压 N₂(g)+3H₂(g)=2NH₃(g)（可逆反应）。 △rHθ=-92.4kJ/mol。扩展资料：其他制取氨气的方法：1、天然气制氨：天然气先经脱硫，然后通过二次转化，再分别经过一氧化碳变换、二氧化碳脱除等工序，得到的氮氢混合气，其中尚含有一氧化碳和二氧化碳约0.1%～0.3%（体积），经甲烷化作用除去后，制得氢氮摩尔比为3的纯净气，经压缩机压缩而进入氨合成回路，制得产品氨。以石脑油为原料的合成氨生产流程与此流程相似。2、重质油制氨：重质油包括各种深度加工所得的渣油，可用部分氧化法制得合成氨原料气，生产过程比天然气蒸汽转化法简单，但需要有空气分离装置。空气分离装置制得的氧用于重质油气化，氮用于氨合成原料。在常温，常压下，一体积的水中能溶解700体积的氨。在干燥的圆底烧瓶里充满氨气，用带有玻璃管和滴管（滴管里预先吸入水）的塞子塞紧瓶口。立即倒置烧瓶，使玻璃管插入盛水的烧杯里（水里事先加入少量的酚酞试液），把实验装置装好后。打开橡皮管的夹子，挤压滴管的胶头，使少量的水进入烧瓶。观察现象。实验的基本原理是使烧瓶内外在短时间内产生较大的压强差，利用大气压将烧瓶下面烧杯中的液体压入烧瓶内，在尖嘴导管口形成喷泉。参考资料来源：百度百科-氨气

工业合成氨反应的化学方程式为：N₂+3H₂⇌2NH₃（催化剂、高温高压条件下）反应过程采用铁触媒（以铁为主混合的催化剂），铁触媒在500°C时活性最大，这也是合成氨选在500°C的原因。合成氨的反应特点（1）可逆反应；（2）正反应是放热反应；（3）正反应是气体体积减小的反应。扩展资料合成氨的发现过程德国化学家哈伯（F.Haber，1868-1934）从1902年开始研究由氮气和氢气直接合成氨。于1908年申请专利，即“循环法”。在此基础上，他继续研究，于1909年改进了合成，氨的含量达到6上，这是工业普遍采用的直接合成法。反应过程中为解决氢气和氮气合成转化率低的问题，将氨产品从合成反应后的气体中分离出来，未反应气和新鲜氢氮气混合重新参与合成反应。合成氨反应的机理，首先是氮分子在铁催化剂表面上进行化学吸附，使氮原子间的化学键减弱。接着是化学吸附的氢原子不断地跟表面上的氮分子作用，在催化剂表面上逐步生成—NH、—NH₂和NH₃，最后氨分子在表面上脱吸而生成气态的氨。