Question

1．NO₂壓縮成N₂O₄可作火箭燃料中的氧化劑，也可制備硝化試劑N₂O₅等．
（1）火箭燃料燃燒反應如下：
2N₂H₄（l）+N₂O₄（l）=3N₂（g）+4H₂O（l）
若1.00g N₂H₄（l）與足量N₂O₄（l）完全反應生成N₂（g）和H₂O（l），放出19.14kJ的熱量．則該反應的△H=-1224.96kJ•mol^-1．
（2）在2L密閉容器內，投入一定量NO₂，發(fā)生下列反應：2NO₂（g）?2NO（g）+O₂（g）．在三種不同的條件下進行實驗，NO₂的濃度隨時間的變化如圖1所示．請回答下列問題：
①不能說明該反應已達到平衡狀態(tài)的是b（填字母）．
a．v_正（NO₂）=2v_逆（O₂）     b．c（NO₂）=c（NO）
c．氣體總壓不變　　    d．NO的體積分數(shù)保持不變
②下列說法正確的是be（填字母）．
a．三個實驗開始投入的NO₂的物質的量均為1.0mol
b．實驗Ⅱ和實驗Ⅰ相比，可能隱含的條件是：實驗Ⅱ使用了效率更高的催化劑
c．該反應是放熱反應
d．實驗Ⅰ條件下反應的平衡常數(shù)大于實驗Ⅲ條件下反應的平衡常數(shù)
e．800℃時，該反應的平衡常數(shù)為0.25
f．該反應的△S＞0，故該反應一定是自發(fā)反應
③實驗Ⅱ從反應開始到剛達到平衡時，v（O₂）=0.0125mol/（mol•L^-1•min^-1；若再向該2L密閉容器中通入1mol NO₂、1mol NO、0.5mol O₂，則平衡將向左移動（填“向右”、“向左”或“不”）．
（3）利用NO₂或N₂O₄可制備N₂O₅，原理如圖2所示．N₂O₅在電解池的陽極（填“陰極”或“陽極”）區(qū)生成，其電極反應式為N₂O₄+2HNO₃-2e^-=2N₂O₅+2H⁺．

Answer 1

分析 （1）計算2molN₂H₄反應放出的熱量，可得該反應的△H，反應放熱，焓變符號為“-”，單位為kJ/mol；
（2）①a．不同物質表示的正逆速率之比等于化學計量數(shù)之比，反應到達平衡；
b．平衡時c（NO₂）、c（NO）濃度與二氧化氮的轉化率有關；
c．隨反應進行，壓強增大，氣體總壓不變說明到達平衡；
d．平衡時各組分的含量不變；
②a．三個實驗開始NO₂的物質的量濃度均為1mol/L，根據(jù)n=cV計算；
b．實驗Ⅱ和實驗Ⅰ相比，反應速率加快，平衡時二氧化氮的濃度相等，不影響平衡移動；
c．升高溫度，平衡時二氧化氮的濃度減小，說明升高溫度平衡向正反應移動；
d．升高溫度平衡向正反應移動，平衡常數(shù)增大；
e．計算平衡時各組分的濃度，代入平衡常數(shù)表達式K=$\frac{{c}^{2}（NO）×c（{O}_{2}）}{{c}^{2}（N{O}_{2}）}$計算；
f．升高溫度平衡向正反應移動，正反應為放熱反應，△G=△H-T△S＜0，反應自發(fā)進行；
③根據(jù)v=$\frac{△c}{△t}$計算v（NO₂），利用速率之比等于化學計量數(shù)之比計算v（O₂）；
計算濃度商Qc，與平衡常數(shù)比較判斷反應方向，若Qc=K，處于平衡狀態(tài)，Qc＜K，向正反應進行，Qc＞K，向逆反應進行；
（3）利用NO₂或N₂O₄可制備N₂O₅，N元素發(fā)生氧化反應，則N₂O₅在電解池的陽極區(qū)生成，由圖可知，陽極上是 N₂O₄失去電子，在HNO₃條件下生成N₂O₅，根據(jù)電荷守恒可知有H⁺生成．

解答 解：（1）1.00g N₂H₄完全反應放出19.14kJ的熱量，則2molN₂H₄反應放出的熱量為19.14kJ×$\frac{2mol×32g/mol}{1g}$=1224.96kJ，故該反應的△H=-1224.96kJ/mol，
故答案為：-1224.96；
（2）①a．由于v_逆（NO₂）=2v_逆（O₂），而v_正（NO₂）=2v_逆（O₂），則v_逆（NO₂）=v_正（NO₂），反應處于平衡狀態(tài)，故a不選；
b．平衡時c（NO₂）、c（NO）濃度與二氧化氮的轉化率有關，平衡時濃度不一定相等，故b選；
c．隨反應進行，壓強增大，氣體總壓不變說明到達平衡，故c不選；
d．生成物NO的體積分數(shù)不變，說明反應到達平衡，故d不選，
故選：b；
②a．三個實驗開始NO₂的物質的量濃度均為1mol/L，開始投入的NO₂的物質的量均為1mol/L×2L=2.0mol，故a錯誤；
b．實驗Ⅱ和實驗Ⅰ相比，反應速率加快，平衡時二氧化氮的濃度相等，不影響平衡移動，不能是升高溫度或增大壓強，實驗Ⅱ可能使用了效率更高的催化劑，故b正確；
c．升高溫度，平衡時二氧化氮的濃度減小，說明升高溫度平衡向正反應移動，而升高溫度平衡向吸熱反應移動，故正反應為吸熱反應，故c錯誤；
d．升高溫度平衡向正反應移動，平衡常數(shù)增大，實驗Ⅰ條件下反應的平衡常數(shù)小于實驗Ⅲ條件下反應的平衡常數(shù)，故d錯誤；
e．800℃時，平衡時二氧化氮的濃度為0.5mol/L，則：
             2NO₂（g）?2NO（g）+O₂（g）
起始量（mol/L）：1         0       0 
變化量（mol/L）：0.5       0.5     0.25
平衡量（mol/L）：0.5       0.5     0.25
800℃時平衡常數(shù)K=$\frac{{c}^{2}（NO）×c（{O}_{2}）}{{c}^{2}（N{O}_{2}）}$=$\frac{0．{5}^{2}×0.25}{0．{5}^{2}}$=0.25，故e正確；
f．升高溫度平衡向正反應移動，正反應為吸熱反應，△H＞0，正反應為熵增的反應，而△G=△H-T△S＜0反應自發(fā)進行，應在高溫下具有自發(fā)性，故f錯誤，
故選：be；
③v（NO₂）=$\frac{1mol/L-0.5mol/L}{20min}$=0.025mol/（L．min），速率之比等于化學計量數(shù)之比，v（O₂）=$\frac{1}{2}$v（NO₂）=0.0125mol/（L．min）；
濃度商Qc=$\frac{（0.5+\frac{1}{2}）^{2}×（0.25+\frac{0.5}{2}）}{（0.5+\frac{1}{2}）^{2}}$=0.5＞K=0.25，反應向逆反應進行，
故答案為：0.0125mol/（L．min）；向左；
（3）利用NO₂或N₂O₄可制備N₂O₅，N元素發(fā)生氧化反應，則N₂O₅在電解池的陽極區(qū)生成，由圖可知，陽極上是 N₂O₄失去電子，在HNO₃條件下生成N₂O₅，根據(jù)電荷守恒可知有H⁺生成，電極反應式為：N₂O₄+2HNO₃-2e^-=2N₂O₅+2H⁺，
故答案為：陽極；N₂O₄+2HNO₃-2e^-=2N₂O₅+2H⁺．

點評 本題考查化學平衡計算、平衡狀態(tài)判斷、平衡常數(shù)計算與應用、反應熱計算、電解原理等，是對學生綜合能力的考查，難度中等．