Question

8．氮可形成多種化合物，如NH₃、NO₂、N₂O₄等氣體．已知NO₂和N₂O₄的結(jié)構(gòu)式分別是和．已知：N-N鍵能為167kJ•mol^-1，NO₂中N=O鍵能為466kJ•mol^-1，N₂O₄中N=O鍵能為438.5kJ•mol^-1．
（1）寫出N₂O₄轉(zhuǎn)化為NO₂的熱化學方程式：N₂O₄（g）=2NO₂（g）△H=+57kJ•mol^-1．
（2）在100℃時，將0.40mol的NO₂氣體充入2L抽空的密閉容器中，每隔一定時間就對該容器內(nèi)的物質(zhì)進行分析，得到如下表數(shù)據(jù)：

時間（s）	0	20	40	60	80
n（NO2）/mol	0.40	n1	0.26	n3	n4
n（N2O4）/mol	0.00	0.050	n2	0.080	0.080

①上述條件下，從反應開始直至20s時，NO₂的平均反應速率為0.0025mol•L^-1•s^-1．
②n₃=n₄（填“＞”、“＜”或“=”），反應2NO₂?N₂O₄的平衡常數(shù)K的數(shù)值為2.8（精確到小數(shù)點后兩位），升高溫度后，該反應的平衡常數(shù)K將減�。ㄌ睢霸龃蟆�、“減小”或“不變”）．
③若在相同情況下最初向該容器充入的是N₂O₄氣體，要達到上述同樣的平衡狀態(tài)，N₂O₄的起始濃度是0.10mol•L^-1．
（3）氨是一種潛在的清潔能源，可用作堿性燃料電池的燃料．電池的總反應為4NH₃（g）+3O₂（g）=2N₂（g）+6H₂O（g），則該燃料電池的負極反應式：2NH₃+6OH^--6e^-=N₂+6H₂O．

Answer 1

分析 （1）反應熱等于反應物的總鍵能減去生成物的總鍵能計算反應熱，根據(jù)熱化學方程式的書寫要求來書寫；
（2）①根據(jù)公式反應速率v=$\frac{△c}{t}$來計算；
②化學平衡狀態(tài)時，各組分的濃度不再隨時間的改變而改變；反應2NO₂?N₂O₄的平衡常數(shù)K=$\frac{[{N}_{2}{O}_{4}]}{[{N{O}_{2}]}^{2}}$，溫度升高，平衡體系向著吸熱的方向進行，判斷K的變化情況；
③根據(jù)各組分的濃度變化量之比等于系數(shù)值比來計算；
（3）原電池負極發(fā)生氧化反應，氨氣在負極失去電子，堿性條件下生成氮氣與水．

解答 解：（1）反應熱等于反應物的總鍵能減去生成物的總鍵能，則反應熱△H為：△H=（167KJ/mol+4×438.5KJ/mol）-（2×2×466KJ/mol）=+57KJ/mol，
反應的熱化學方程式為：N₂O₄（g）?2NO₂（g）△H=+57 kJ•mol^-1；
故答案為：N₂O₄（g）?2NO₂（g）△H=+57kJ•mol^-1；
（2）①從反應開始直至20s時，四氧化二氮的平均反應速率v=$\frac{△c}{△t}$=$\frac{\frac{0.05mol}{2L}}{20s}$=0.00125mol/（L•s），二氧化氮的平均反應速率為四氧化二氮的平均反應速率的2倍，即為0.0025mol•（L•s）^-1，故答案為：0.0025；
②在60s時，反應已達平衡狀態(tài)，所以n₃=n₄，當四氧化二氮的濃度為$\frac{0.08mol}{2L}$=0.04mol/L時，二氧化氮的濃度是：$\frac{0.4mol}{2L}$=0.12mol/L，
反應的平衡常數(shù)K=$\frac{0.04}{0.1{2}^{2}}$≈2.8，反應2NO₂?N₂O₄是放熱反應，升高溫度，平衡左移，所以K減小，故答案為：=；2.8；減�。�
③若在相同情況下最初向該容器充入的是N₂O₄氣體，要達到上述同樣的平衡狀態(tài)，N₂O₄的起始濃度是c，則     
                       N₂O₄ ?2NO₂
起始濃度（mol•L^-1） c          0
轉(zhuǎn)化濃度（mol•L^-1）c-0.04     0.12
平衡濃度（mol•L^-1）0.04       0.12
所以$\frac{c-0.04}{0.12}$=$\frac{1}{2}$，解得c=0.10，故答案為：0.10；
（3）原電池負極發(fā)生氧化反應，氨氣在負極失去電子，堿性條件下生成氮氣與水，負極電極反應式為：2NH₃+6OH^--6e^-=N₂+6H₂O，
故答案為：2NH₃+6OH^--6e^-=N₂+6H₂O．

點評 本題是一道化學平衡的綜合題，既考查了熱化學方程式的書寫，又考查了化學平衡的有關問題，考查角度廣，難度大．