解题思路：（1）根据盖斯定律来计算化学反应的焓变；
（2）氧化还原反应中，化合价升高值=化合价降低值=转移电子数，根据转移电子和方程式系数之间的关系来计算，对于放热反应，温度越高，K越小，对于吸热反应，温度越高，K越大．
（3）根据v=[△c/△t]计算v（NO2），根据影响化学反应速率的因素和化学平衡移动的因素来回答判断改变的条件，根据Qc和K的关系确定化学反应的移动方向；
（4）①燃料原电池中，负极上燃料失电子和碳酸根离子反应生成二氧化碳和水；
②燃料原电池中，负极上燃料失电子发生氧化反应，根据电极反应结合电子守恒计算即可；
③根据溶液显示中性时，氢离子和氢氧根离子浓度相等以及电荷守恒等知识来回答判断．
（1）12.8g液态N2H4与足量H2O2反应生成N2和气态H2O，放出256.65kJ的热量，即③N2H4（l）+2 H2O2（l）=N2（g）+4H2O（g）△H=-641.625kJ/mol
①H2O（l）=H2O（g）△H=+44kJ•mol-1
②2H2O2（l）=2H2O（l）+O2（g）△H=-196.4kJ•mol-1，液态N2H4与足量O2反应生成N2和液态H2O的热化学方程式为N2H4（l）+O2（g）=N2（g）+2H2O（l）
③-②-①×4=-641.625kJ/mol+196.4kJ•mol-1-（+44kJ•mol-1）×4=-621.225 kJ•mol-1，
故答案为：N2H4（l）+O2（g）=N2（g）+2H2O（l）△H=-621.225 kJ•mol-1；
（2）反应2N2（g）+6H2O（g）⇌4NH3（g）+3O2（g）△H=QkJ•mol-1中，化合价升高值=化合价降低值=转移电子数=12，即生成4mol氨气，转移电子是12mol，
当该反应转移1.2mol电子时，生成氨气的物质的量是0.4mol，标准状况下NH3的体积为0.4mol×22.4L/mol=8.96L，该可逆反应的平衡常数K随着温度的升高而增大，所以改反应是吸热反应，即焓变大于零，故答案为：8.96；＞；
（3）根据物质的量浓度的变化之比等于系数之比知道，0～10min内N2O4的平均反应速率v（N2O4）=[△c/△t]=[0.2mol/L/10min]=0.02mol/（L•min），在第25min时，二氧化氮和四氧化二氮的浓度都增加，但是二氧化氮的浓度是瞬间增大，即改变的反应条件是增大了NO2的浓度，第35min时，反应N2O4⇌2NO2的化学平衡常数K=
c2(NO2)
c(N2O4)=0.9mol/L，在第25min时加入0.2molNO2和0.4mol N2O4，则反应的Qc＜K，所以平衡正向进行，即v（N2O4）正＞v（NO2）逆，
故答案为：0.02 mol•（L•min）-1；增大了NO2的浓度；0.9；＞；
（4）①燃料原电池中，负极上燃料失电子和碳酸根离子反应生成二氧化碳和水，电极反应式为H2+CO32--2e-=CO2+H2O，故答案为：H2+CO32--2e-=CO2+H2O；
②N2O5中氮元素的化合价是+5价，而硝酸中氮元素也是+5价，因此应该在左侧生成N2O5，即在阳极区域生成，据电极反应离子放电顺序可知：阳极为N2O4+2HNO3-2e-=2N2O5+2H+，结合①中的反应，燃料电池中每消耗1mol氢气，理论上最多可制得2molN2O5，质量是216g，故答案为：216；
③a．阴极区是无水的硝酸，是氢离子得电子产生氢气的过程，该区域硝酸以分子存在，所以HNO3水溶液的pH基本保持不变，故a正确；
b．滴加氨水后的中性，根据电荷守恒，溶液中存在：c（NO3-）=c（NH4+），故B错误；
c．滴加氨水后的中性溶液中存在：c（NH4+）+c（NH3•H2O）=2c（NO3-），故c错误；
d．常温下浓硝酸与浓氨水反应产生白烟，这是因为两者发生了反应生成硝酸铵的缘故，该反应不是氧化还原反应，没有化合价变化，故d错误．
故选bcd．
点评：
本题考点： 热化学方程式；常见化学电源的种类及其工作原理；化学平衡常数的含义；化学平衡的影响因素．
考点点评： 本题目综合考查学生热化学和电化学、化学反应速率和平衡的综合知识，考查学生综合知识的能力，难度大．