化学自习室移动版

问题一：根据合成氨的反应方程式，N₂和H₂物质的量之比为1﹕3，但实际生产中，N2和H2物质的量之比为1﹕2. 8，即N2过量，原因是什么？ 

分析：工业合成氨时，使用的是铁催化剂，反应历程如下图所示：

从图中可知，工业合成氨是多步进行的反应，其中氮气在催化剂上的吸附活化是总反应的控速步骤，总反应的速率是N₂的吸附活化决定的，适当提高氮气的浓度，加快了这一步的反应速率，总反应速率也就加快了。 

说明：有同学回答说，“因为原料气中N₂相对易得，所以N2要过量”，这种说法是不妥的，在工业上，N₂和H₂的生产成本差别不大。 

问题二：合成氨工业把氨液化分离出去，则反应速率是怎样变化的？ 

分析：由问题一可知，氮气在催化剂表面上的吸附活化是总反应的控速步骤，但当NH₃浓度较大时，NH₃分子将占据铁催化剂的活性位点，从而使N₂难以吸附活化。当把NH₃液化分离后，NH₃在Fe 催化剂上及时脱附，有利于空出足够活性位点，从而使反应速率加快。 

科学家结合实验与计算机模拟结果，研究了在铁催化剂表面上合成氨的反应历程，如图：

说明：有同学根据速率—时间图像分析，把NH₃液化分离后，正反应速率先不变，再减小，逆反应速率先突然减小，再增大，新平衡的反应速率比原来的小。这种分析对于不使用催化剂的反应是正确的，但对于合成氨反应是错误的。