Question

運用化學反應原理研究氮、氧等單質及其化合物的反應有重要意義．
（1）合成氨反應N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g），若在恒溫、恒壓條件下，向平衡體系中通入氬氣，平衡

向左

移動（填“向左”“向右”或“不”）；使用催化劑后反應的△H（填“增大”“減小”或“不改變”）

不改變

．
（2）一定溫度下，在恒容密閉容器中N₂O₅可發生化學反應：2N₂O₅（g）?4NO₂（g）+O₂（g）△H＞0
①下表為反應T₁溫度下的部分實驗數據：

t/s	0	500	1000
C（N2O5）/mol?L-1	5.00	3.52	2.48

則500s內N₂O₅的分解速率為

0.00296 mol?L^-1?S^-1

．
②在T₂溫度下，反應1000s時測得NO₂的濃度為4.98mol?L^-1，則T₂

＜

T₁（填“＞”“＜”“=”）
（3）已知肼分子（H₂N-NH₂）可以在氧氣中燃燒生成氮氣和水．
①利用肼、氧氣與KOH溶液組成堿性燃料電池，請寫出電池負極的電極反應式

N₂H₄-4e^-+4OH^-=N₂+4H₂O

；
②用電離方程式表示肼的水溶液呈堿性的原因

H₂N-NH₂?H₂O?H₂N-NH₃⁺+OH^-

③肼是強還原劑，與氧化劑反應時放出大量的熱，如：N₂H₄（l）+2H₂O₂（l）═N₂（g）+4H₂O（g）△H=-642.2kJ?mol^-1因此肼可以作為火箭推進劑．根據上述信息，你認為是否可以通過改變反應條件，由氮氣和水蒸氣來制取肼

不可以

．說明原因

因為該反應的逆反應是吸熱反應，即△H＞0，且熵減小，屬于不自發反應，故不能用氮氣和水來制取肼

．

Answer 1

分析：（1）恒溫恒壓條件下向平衡體系中通入氬氣，體積增大，等效為降低壓強，平衡向體積增大的方向移動；
反應熱只與始態與狀態有關，催化劑改變平衡建立的途徑，不影響始態與終態，反應熱不變；
（2）、①、依據化學反應速率是利用單位時間物質濃度變化計算得到；
②、2N₂O₅（g）?4NO₂（g）+O₂（g）；△H＞O，反應是吸熱反應，反應的N₂O₅濃度變化=5.00-2.48=2.52mol/L，二氧化氮濃度為5.04mol/L，在T₂溫度下，反應1000s時測得NO₂的濃度為4.98mol?L^-1，二氧化氮濃度減小，平衡逆向進行，說明溫度降低；
（3）、①、為燃料電池時，負極發生氧化反應的角度可知N₂H₄被氧化生成N₂；
②、類比氨水的電離方程式書寫；
③、根據題中信息可知，該反應的逆反應是吸熱反應，即△H＞0，且熵減小，屬于不自發反應，故不能用氮氣和水來制取肼．

解答：解：（1）恒溫恒壓條件下向平衡體系中通入氬氣，體積增大，等效為降低壓強，平衡向體積增大的方向移動，該反應正反應是體積減小的反應，故平衡向左移動．
反應熱只與始態與狀態有關，催化劑改變平衡建立的途徑，不影響始態與終態，反應熱不變，
故答案為：向左；不改變；
（2）、①、500s內N₂O₅的分解速率=

5.00mol?L-1-3.52mol?L-1

500S

=0.00296 mol?L^-1?S^-1；
故答案是：0.00296 mol?L^-1?S^-1；
②、2N₂O₅（g）?4NO₂（g）+O₂（g）；△H＞O，反應是吸熱反應，反應的N₂O₅濃度變化=5.00-2.48=2.52mol/L，二氧化氮濃度為5.04mol/L，在T₂溫度下，反應1000s時測得NO₂的濃度為4.98mol?L^-1，二氧化氮濃度減小，平衡逆向進行，說明溫度降低，T₂＜T₁；
故答案為：＜；
（3）、①、作為燃料電池時，負極發生氧化反應，電解質溶液是KOH溶液，N₂H₄失去電子被氧化生成N₂，故答案為：N₂H₄+4OH^--4e^-=N₂+4H₂O；
故答案是：N₂H₄-4e^-+4OH^-=N₂+4H₂O；
②、肼的水溶液呈堿性，電離方程式是：H₂N-NH₂?H₂O?H₂N-NH₃⁺+OH^-；
故答案是：H₂N-NH₂?H₂O?H₂N-NH₃⁺+OH^-；
③、由于H₄（l）+2H₂O₂（l）═N₂（g）+4H₂O（g）△H=-642.2kJ?mol^-1反應是放熱反應，氮氣和水蒸氣來制取肼是吸熱反應，即△H＞0，且熵減小，屬于不自發反應，故不能用氮氣和水來制取肼；
故答案是：不可以； 因為該反應的逆反應是吸熱反應，即△H＞0，且熵減小，屬于不自發反應，故不能用氮氣和水來制取肼．

點評：本題考查了外界條件對化學平衡的影響，題量較大，難度稍高，關鍵是根據所學知識，合理分析題中數據，得出合理結論．