Question

12．N₂H₄（肼）可作用制藥的原料，也可作火箭的燃料．
（1）肼能與酸反應．N₂H₆C1₂溶液呈弱酸性，在水中存在如下反應：
①N₂H₆²⁺+H₂O?N₂H₅⁺+H₃O⁺平衡常數(shù)K₁
②N₂H₅⁺+H₂O?N₂H₄+H₃O⁺平衡常數(shù)K₂
相同溫度下，K₁＞K₂，其主要原因有兩個：
①電荷因素，N₂H₅⁺水解程度小于N₂H₆²⁺；
②第一步水解生成H₃O⁺對第二步水解有抑制作用；
（2）工業(yè)上，可用次氯酸鈉與氨反應制備肼，副產(chǎn)物對環(huán)境友好，該反應化學方程式是2NH₃+NaClO=N₂H₄+NaCl+H₂O．
（3）氣態(tài)肼在催化劑作用下分解只產(chǎn)生兩種氣體，其中一種氣體能使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍色．在 密閉容器中發(fā)生上述反應，平衡體系中肼的體積分數(shù)與溫度關(guān)系如圖1所示．


①P₂＞P₁（填：＜、＞或=，下同）．
②反應I：N₂H₄（g）?N₂（g）+4NH₃（g）△H₁；
反應II：N₂（g）+3H₂（g）?△2NH₃（g）△H₂．
△H₁＞△H₂
7N₂H₄（g）?8NH₃（g）+3N₂（g）+2H₂（g）△H
△H=$\frac{7}{3}△{H}_{1}-\frac{2}{3}△{H}_{2}$（用△H₁、△H₂表示）．
③向1L恒容密閉容器中充入0.1mol N₂H₄，在30℃、Ni-Pt催化劑作用下發(fā)生反應N₂H₄（g）?N₂（g）+2H₂（g），測得混合物體系中（只含N₂、H₂、N₂H₄），n（N₂）+n（H₂）/n（N₂H₄）（用y表示）與時間的關(guān)系如圖2所示．
4分鐘時反應到達平衡，0～4.0min時間內(nèi)H₂的平均生成速率v（H₂）=0.025mol/（L•min）．
（4）肼還可以制備肼-堿性燃料電池，氧化產(chǎn)物為穩(wěn)定的對環(huán)境友好的物質(zhì)．該電池負極的電極反應式為N₂H₄-4e^-+4OH^-=N₂↑+4H₂O；若以肼-氧氣堿性燃料電池為電源，以NiSO₄溶液為電鍍液，在金屬器具上鍍鎳，開始兩極質(zhì)量相等，當兩極質(zhì)量之差為1.174g時，燃料電池中內(nèi)電路至少有0.02mol OH^-遷移通過陰離子交換膜．

Answer 1

分析 （1）②考慮多元弱酸分步電離時，一級電離程度大于二級電離，且一級電離出H⁺，抑制二級電離出H⁺；
（2）工業(yè)上，可用次氯酸鈉與氨反應制備肼，副產(chǎn)物對環(huán)境友好，反應為氧化還原反應，注意配平，據(jù)此寫出反應的離子方程式；
（3）①氣態(tài)肼在催化劑作用下分解只產(chǎn)生兩種氣體，其中一種氣體能使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍色，可推斷兩種氣體分別為N₂和NH₃，反應方程式為：3N₂H₄$\frac{\underline{\;催化劑\;}}{\;}$N₂+4NH₃，反應為氣體數(shù)增多的反應，隨著反應進行，體系壓強增大，減小壓強有利于化學平衡向正反應方向移動，據(jù)此判斷；
②根據(jù)圖1分析3N₂H₄$\frac{\underline{\;催化劑\;}}{\;}$N₂+4NH₃的焓變情況，結(jié)合蓋斯定律，據(jù)此判斷；
③根據(jù)圖象計算平衡時H₂的物質(zhì)的量，則0～4.0min時間內(nèi)H₂的平均生成速率v（H₂）=$\frac{△n}{V△t}$，據(jù)此計算；
（4）原電池負極發(fā)生的反應是物質(zhì)失去電子，發(fā)生氧化反應，肼可被氧化為穩(wěn)定的對環(huán)境友好的物質(zhì)，則為N₂，考慮到是堿性環(huán)境下，根據(jù)電荷守恒，產(chǎn)物中OH^-應參與反應，生成H₂O，據(jù)此寫出電池負極的電極反應式，根據(jù)電子得失守恒計算．

解答 解：（1）②考慮多元弱酸分步電離時，一級電離程度大于二級電離，且一級電離出H⁺，抑制二級電離出H⁺，
則相同溫度下，K₁＞K₂的主要原因還有：第一步水解生成H₃O⁺對第二步水解有抑制作用，
故答案為：第一步水解生成H₃O⁺對第二步水解有抑制作用；
（2）工業(yè)上，可用次氯酸鈉與氨反應制備肼，副產(chǎn)物對環(huán)境友好，反應為氧化還原反應，這反應的離子方程式為：2NH₃+NaClO=N₂H₄+NaCl+H₂O，
故答案為：2NH₃+NaClO=N₂H₄+NaCl+H₂O；
（3）①氣態(tài)肼在催化劑作用下分解只產(chǎn)生兩種氣體，其中一種氣體能使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍色，可推斷兩種氣體分別為N₂和NH₃，反應方程式為：3N₂H₄$\frac{\underline{\;催化劑\;}}{\;}$N₂+4NH₃，反應為氣體數(shù)增多的反應，隨著反應進行，體系壓強增大，減小壓強有利于化學平衡向正反應方向移動，因此可以表述為同溫度下，較大的壓強對應著較小的反應物平衡轉(zhuǎn)化率，則NH₃的體積分數(shù)就小，根據(jù)圖象，壓強大小關(guān)系為：p₂＞p₁，
故答案為：＞；
②根據(jù)圖1，當壓強相同時，隨著溫度升高，平衡時NH₃的體積分數(shù)降低，表明升高溫度，化學平衡向逆反應方向移動，則正反應為放熱反應，則反應3N₂H₄$\frac{\underline{\;催化劑\;}}{\;}$N₂+4NH₃ △H＜0，則反應I的△H₁＜0，反應I-2×反應II可以得到：3N₂H₄?4N₂+6H₂，這是分解反應，反應吸熱，根據(jù)蓋斯定律，該反應焓變=△H₁-2△H₂＞0，則△H₁＞△H₂，
所求反應為7N₂H₄（g）?8NH₃（g）+3N₂（g）+2H₂（g），該反應可由$\frac{7}{7}×反應I-\frac{2}{3}反應II$得到，根據(jù)蓋斯定律，該反應的焓變?yōu)椤鱄=$\frac{7}{3}$△H₁-$\frac{2}{3}$△H₂，
故答案為：＞；$\frac{7}{3}$△H₁-$\frac{2}{3}$△H₂；
③反應為：N₂H₄（g）?N₂（g）+2H₂（g），4min時，反應達到平衡，根據(jù)圖2，此時$y=\frac{n（{N}_{2}）+n（{H}_{2}）}{n（{N}_{2}{H}_{4}）}$=3，根據(jù)反應關(guān)系，平衡時存在n（H₂）=2n（N₂），所以平衡時n（N₂）=n（N₂H₄），根據(jù)物料守恒，n（N₂）+n（N₂H₄）=0.1mol，因此平衡時，n（H₂）=0.1mol，達到平衡時，H₂的物質(zhì)的量改變量為△n=0.1mol，容器體積為1L，反應經(jīng)歷時間為△t=4min，則0～4.0min時間內(nèi)H₂的平均生成速率v（H₂）=$\frac{△n}{V△t}$=$\frac{0.1mol}{1L×4min}$=0.025mol/（L•min），
故答案為：0.025mol/（L•min）；
（4）原電池負極發(fā)生的反應是物質(zhì)失去電子，發(fā)生氧化反應，肼可被氧化為穩(wěn)定的對環(huán)境友好的物質(zhì)，則為N₂，考慮到是堿性環(huán)境下，根據(jù)電荷守恒，產(chǎn)物中OH^-應參與反應，生成H₂O，則該電池負極的電極反應式為：N₂H₄-4e^-+4OH^-=N₂↑+4H₂O，
若以肼-氧氣堿性燃料電池為電源，以NiSO₄溶液為電鍍液，在金屬器具上鍍鎳，則陰極的電極反應應為：Ni²⁺+2e^-=Ni，陽極的電極反應為：Ni-2e^-=Ni²⁺，設電解反應轉(zhuǎn)移電子數(shù)為xmol，開始兩極質(zhì)量相等，當兩極質(zhì)量之差為1.174g時，建立關(guān)系：$\frac{1}{2}x×59-（-\frac{1}{2}x×59）=1.174$，解得x=0.02，根據(jù)電子得失守恒，則燃料電池中內(nèi)電路至少有0.02molOH^-轉(zhuǎn)移，
故答案為：N₂H₄-4e^-+4OH^-=N₂↑+4H₂O；0.02．

點評 本題主要考查化學原理部分知識，涉及到弱電解質(zhì)的電離平衡，氧化還原反應方程式的書寫和配平，化學平衡的移動，蓋斯定律的應用，化學反應速率的計算，電化學原理，電極反應式的書寫，注意電子轉(zhuǎn)移守恒的應用，題目考查綜合能力，易錯點為（4）的第二問，需要明確電鍍反應的電極反應式，題目難度中等．