Question

10．100℃時，在1L恒溫恒容的密閉容器中，通入0.1mol N₂O₄，發(fā)生反應：N₂O₄（g）?2NO₂（g）△H=+57.0kJ•mol^-1，NO₂和N₂O₄的濃度如圖甲所示．NO₂和N₂O₄的消耗速率與其濃度的關系如乙圖所示，
（1）在0～60s內，以N₂O₄表示的平均反應速率為1×10^-3 mol•L^-1•s^-1．
（2）根據甲圖中有關數據，計算100℃時該反應的平衡常數K₁=0.36mol．L^-1．s^-1若其他條件不變，升高溫度至120℃，達到新平衡的常數是K₂，則K₁＜K₂ （填“＞”、“＜”或“=”）．
（3）反應進行到100s時，若有一項條件發(fā)生變化，變化的條件可能是A．
A．降低溫度   B．通入氦氣使其壓強增大  C．又往容器中充入N₂O₄   D．增加容器體積
（4）乙圖中，交點A表示該反應的所處的狀態(tài)為B．
A．平衡狀態(tài)    B．朝正反應方向移動   C．朝逆反應方向移動    D．無法判斷
（5）已知：N₂（g）+2O₂（g）═2NO₂（g）△H=+67.2kJ•mol^-1
N₂H₄（g）+O₂（g）═N₂（g）+2H₂O（g）△H=-534.7kJ•mol^-1
N₂O₄（g）≒2NO₂（g）△H=+57.0kJ•mol^-1
則：2N₂H₄（g）+N₂O₄（g）═3N₂（g）+4H₂O（g）△H=-1079.6kJ•mol^-1．

Answer 1

分析 由圖甲可知知，起始時c（ N₂O₄）=0.1mol/L，60秒時反應處于平衡狀態(tài)時c′（ N₂O₄）=0.04mol/L，c′（ NO₂）=0.12mol/L，
（1）根據 $\frac{△c}{△t}$計算反應速率；
（2）根據平衡常數的定義寫表達式，根據影響平衡移動的因素作判斷；
（3）根據圖象可知，100s時N₂O₄濃度在原來的基礎上變大，而NO₂的濃度在原來的基礎上變小，說明平衡向逆反應方向移動，是通過溫度的變化而影響的，而這個反應為吸熱反應，所以改變的條件為降溫，據此答題；
（4）乙圖中，交點A表示消耗的速率v（ N₂O₄）=v（ NO₂），該反應的所處的狀態(tài)時，消耗的速率2v（ N₂O₄）=v（ NO₂），所以此時，二氧化氮的消耗速率小于四氧化二氮的消耗速率，反應向正反應方向移動，據此判斷；
（5）根據蓋斯定律計算出反應熱，寫出熱化學方程式．

解答 解：由圖甲可知知，起始時c（ N₂O₄）=0.1mol/L，60秒時反應處于平衡狀態(tài)時c′（ N₂O₄）=0.04mol/L，c′（ NO₂）=0.12mol/L，
（1）根據 $\frac{△c}{△t}$，以N₂O₄表示的平均反應速率為 $\frac{0.1mol/L-0.04mol/L}{60s}$=1×10^-3mol/（L•s），
故答案為為：1×10^-3；
（2）根據平衡常數的定義寫表達式K=$\frac{{c}^{2}（NO{\;}_{2}）}{c（N{\;}_{2}O{\;}_{4}）}$=$\frac{0.1{2}^{2}}{0.04}$=0.36，因為該反應為吸熱反應，根據溫度對平衡移動的影響可知，升溫平衡向吸熱反應方向移動即正向移動，所以K值變大，k₁＜k₂，
故答案為：0.36；＜；
（3）根據圖象可知，100s時N₂O₄濃度在原來的基礎上變大，而NO₂的濃度在原來的基礎上變小，說明平衡向逆反應方向移動，是通過溫度的變化而影響的，而這個反應為吸熱反應，所以改變的條件為降溫，故選A；
（4）乙圖中，交點A表示的消耗速率v（ N₂O₄）=v（ NO₂），而達到平衡時NO₂的消耗速率應該是N₂O₄消耗速率的2倍，v（ NO₂）=2v（ N₂O₄），因此此時v_逆＜v_正，所以反應向正反應方向移動，故選B；
（5）①N₂（g）+2O₂（g）═2NO₂（g）；△H=+67.2kJ•mol^-1．
②N₂H₄（g）+O₂（g）═N₂（g）+2H₂O（g）△H=-534.7kJ•mol^-1．
③N₂O₄（g）?2NO₂（g）△H=+57.0kJ•mol^-1．
根據蓋斯定律，②×2-①+③可寫出熱化學方程式2N₂H₄（g）+N₂O₄（g）═3N₂（g）+4H₂O（g）△H=-534.7kJ•mol^-1×2-67.2kJ•mol^-1+57.0kJ•mol^-1=-1079.6kJ•mol^-1，
故答案為：-1079.6．

點評 本題主要考查了化學反應速率、化學平衡常數的計算、影響化學平衡移動的因素、熱化學方程式等知識點，有一定的綜合性，難度中等．