Question

运用化学反应原理研究氮、氧等单质及其化合物的反应有重要意义．
（1）合成氨反应N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g），若在恒温、恒压条件下，向平衡体系中通入氩气，平衡

向左

移动（填“向左”“向右”或“不”）；使用催化剂后反应的△H（填“增大”“减小”或“不改变”）

不改变

．
（2）一定温度下，在恒容密闭容器中N₂O₅可发生化学反应：2N₂O₅（g）?4NO₂（g）+O₂（g）△H＞0
①下表为反应T₁温度下的部分实验数据：

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

则500s内N₂O₅的分解速率为

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

．
②在T₂温度下，反应1000s时测得NO₂的浓度为4.98mol?L^-1，则T₂

＜

T₁（填“＞”“＜”“=”）
（3）已知肼分子（H₂N-NH₂）可以在氧气中燃烧生成氮气和水．
①利用肼、氧气与KOH溶液组成碱性燃料电池，请写出电池负极的电极反应式

N₂H₄-4e^-+4OH^-=N₂+4H₂O

；
②用电离方程式表示肼的水溶液呈碱性的原因

H₂N-NH₂?H₂O?H₂N-NH₃⁺+OH^-

③肼是强还原剂，与氧化剂反应时放出大量的热，如：N₂H₄（l）+2H₂O₂（l）═N₂（g）+4H₂O（g）△H=-642.2kJ?mol^-1因此肼可以作为火箭推进剂．根据上述信息，你认为是否可以通过改变反应条件，由氮气和水蒸气来制取肼

不可以

．说明原因

因为该反应的逆反应是吸热反应，即△H＞0，且熵减小，属于不自发反应，故不能用氮气和水来制取肼

．

Answer 1

分析：（1）恒温恒压条件下向平衡体系中通入氩气，体积增大，等效为降低压强，平衡向体积增大的方向移动；
反应热只与始态与状态有关，催化剂改变平衡建立的途径，不影响始态与终态，反应热不变；
（2）、①、依据化学反应速率是利用单位时间物质浓度变化计算得到；
②、2N₂O₅（g）?4NO₂（g）+O₂（g）；△H＞O，反应是吸热反应，反应的N₂O₅浓度变化=5.00-2.48=2.52mol/L，二氧化氮浓度为5.04mol/L，在T₂温度下，反应1000s时测得NO₂的浓度为4.98mol?L^-1，二氧化氮浓度减小，平衡逆向进行，说明温度降低；
（3）、①、为燃料电池时，负极发生氧化反应的角度可知N₂H₄被氧化生成N₂；
②、类比氨水的电离方程式书写；
③、根据题中信息可知，该反应的逆反应是吸热反应，即△H＞0，且熵减小，属于不自发反应，故不能用氮气和水来制取肼．

解答：解：（1）恒温恒压条件下向平衡体系中通入氩气，体积增大，等效为降低压强，平衡向体积增大的方向移动，该反应正反应是体积减小的反应，故平衡向左移动．
反应热只与始态与状态有关，催化剂改变平衡建立的途径，不影响始态与终态，反应热不变，
故答案为：向左；不改变；
（2）、①、500s内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，反应是吸热反应，反应的N₂O₅浓度变化=5.00-2.48=2.52mol/L，二氧化氮浓度为5.04mol/L，在T₂温度下，反应1000s时测得NO₂的浓度为4.98mol?L^-1，二氧化氮浓度减小，平衡逆向进行，说明温度降低，T₂＜T₁；
故答案为：＜；
（3）、①、作为燃料电池时，负极发生氧化反应，电解质溶液是KOH溶液，N₂H₄失去电子被氧化生成N₂，故答案为：N₂H₄+4OH^--4e^-=N₂+4H₂O；
故答案是：N₂H₄-4e^-+4OH^-=N₂+4H₂O；
②、肼的水溶液呈碱性，电离方程式是：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反应是放热反应，氮气和水蒸气来制取肼是吸热反应，即△H＞0，且熵减小，属于不自发反应，故不能用氮气和水来制取肼；
故答案是：不可以； 因为该反应的逆反应是吸热反应，即△H＞0，且熵减小，属于不自发反应，故不能用氮气和水来制取肼．

点评：本题考查了外界条件对化学平衡的影响，题量较大，难度稍高，关键是根据所学知识，合理分析题中数据，得出合理结论．