Question

4．氮氣與氫氣合成氨是化學工業(yè)中極為重要的反應，其熱化學方程式可表示為：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92kJ•mol^-1．請回答下列問題：
（1）取1mol N₂（g）和3mol H₂（g）放在一密閉容器中，在催化劑存在時進行反應，測得反應放出的熱量小于（填“大于”“等于”或“小于”）92kJ，原因   是由于該反應是可逆反應，反應物無法全部轉化為生成物；若加入催化劑，△H不變（填“變大”“變小”或“不變”）．
（2）已知：破壞1mol N≡N鍵、1mol H-H鍵需要吸收的能量分別為：946kJ、436kJ，則破壞1mol N-H鍵需要吸收的能量為391kJ．
（3）N₂H₄可視為NH₃分子中的一個H被-NH₂取代的產物．發(fā)射衛(wèi)星用N₂H₄（g）為燃料，NO₂為氧化劑，生成N₂和H₂O（g）．
已知：
N₂（g）+2O₂（g）═2NO₂（g）△H₁=+67.7kJ•mol^-1
N₂H₄（g）+O₂（g）═N₂（g）+2H₂O（g）△H₂=-534kJ•mol^-1．
則：1mol N₂H₄與NO₂完全反應的熱化學方程式為N₂H₄（g）+NO₂（g）═$\frac{3}{2}$N₂（g）+2H₂O（g）△H=-567.85kJ•mol^-1．

Answer 1

分析 （1）根據可逆反應進行不徹底的特點來解答，催化劑改變反應速率不改變化學平衡，反應焓變不變；
（2）化學反應中，化學鍵斷裂吸收能量，形成新化學鍵放出能量，根據方程式計算焓變=反應物總鍵能-生成物的總鍵能，以此計算；
（3）依據熱化學方程式的意義和蓋斯定律的內容通過合并計算得到熱化學方程式．

解答 解：（1）反應是可逆反應，反應物不能完全轉化，3mol H₂，1mol N₂充分參與反應也不可能生成2molNH₃，故放出的熱量小于92KJ的熱量，催化劑改變反應速率不改變化學平衡，反應焓變不變；
故答案為：小于；由于該反應是可逆反應，反應物無法全部轉化為生成物，不變；
（2）已知：分別破壞1mol N≡N鍵、1mol H-H鍵需要吸收的能量為：946kJ、436kJ，設破壞1mol N-H鍵需要吸收的能量為x，N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.2 kJ•mol^-1，焓變=反應物總鍵能-生成物的總鍵能，946kJ/mol+3×436kJ/mol-6x=92.2KJ/mol，x=391KJ/mol，破壞1mol N-H鍵需要吸收的能量為：391KJ；
故答案為：391；
（3）：①N₂（g）+O₂（g）=2NO₂（g）△H₁=+67.7kJ/mol
②N₂H₄（g）+O₂（g）=N₂（g）+2H₂O（g）△H₂=-534kJ/mol
依據蓋斯定律：②×2-①得到：2N₂H₄（g）+2NO₂（g）=3N₂（g）+4H₂O（g）△H=-1135.7KJ/mol，1mol N₂H₄與NO₂完全反應的熱化學方程式為：N₂H₄（g）+NO₂（g）═$\frac{3}{2}$N₂（g）+2H₂O（g）△H=-567.85 kJ•mol^-1；
故答案為：N₂H₄（g）+NO₂（g）═$\frac{3}{2}$N₂（g）+2H₂O（g）△H=-567.85 kJ•mol^-1．

點評 本題考查了熱化學方程式的書寫方法和蓋斯定律的計算應用，依據鍵能計算焓變，注意催化劑不影響焓變，改變反應的活化能，題目較簡單．