Question

【題目】Ⅰ、某研究性學習小組為探究鋅與鹽酸反應，取同質量、同體積的鋅片、同濃度鹽酸做了下列平行實驗：

實驗①：把純鋅片投入到盛有稀鹽酸的試管中，發現氫氣發生的速率變化如圖所示：

實驗②：把純鋅片投入到含FeCl3的同濃度工業稀鹽酸中，發現放出氫氣的量減少。

實驗③：在鹽酸中滴入幾滴CuCl2溶液，生成氫氣速率加快。

試回答下列問題：

(1)試分析實驗①中t1～t2速率變化的主要原因是________，t2～t3速率變化的主要原因是_____________。

(2)實驗②放出氫氣的量減少的原因是_____________。(用離子方程式表示)

(3)實驗③反應速率加快的主要原因是___________。

II、一定溫度下，在2L的密閉容器中，X、Y、Z三種氣體的物質的量隨時間變化的曲線如圖所示：

(1)寫出該反應的化學方程式_______________。

(2)反應開始到10s，用X表示的反應速率是__________。

(3)下列敘述中能說明上述反應達到平衡狀態的是______。

a. 當X與Y的反應速率之比為1:1

b. 混合氣體中X的質量分數保持不變

c. X、Y、Z的濃度之比為1:1:2

Answer 1

【答案】鋅與稀鹽酸的反應是放熱反應 c(H+)不斷減小 Zn+2Fe3+==2Fe2++Zn2+ 形成鋅銅原電池 X (g)+Y(g)2Z(g) 0.0395 mol/(Ls) b

【解析】

Ⅰ、(1)鋅與稀鹽酸反應為放熱反應，隨著反應的進行c(H+)降低，據此分析解答；

(2)鋅片與FeCl3反應，導致與鹽酸反應的鋅的質量減少；

(3)構成原電池反應速率會加快；

II、由圖表可知，隨反應進行X、Y的物質的量減小，Z的物質的量增大，所以X、Y是反應物，Z是產物，10s后X、Y、Z的物質的量為定值，且不為0，即10s達到平衡狀態，反應是可逆反應，根據參加反應的物質的物質的量之比等于化學計量數之比，書寫反應的方程式，然后結合v=及平衡的特征分析解答。

Ⅰ、(1)開始溫度起主要作用，純鋅與稀鹽酸反應，放出熱量，溫度升高，t1～t2速率加快；后期c(H+)起主導作用，隨著反應進行c(H+)降低，t2～t3反應速率減慢；

故答案為：鋅與稀鹽酸的反應是放熱反應；c(H+)不斷減小；

(2)鋅片與FeCl3反應，導致與鹽酸反應的鋅的質量減少，生成氫氣的量減少，鋅與氯化鐵反應的離子方程式為Zn+2Fe3+==2Fe2++Zn2+，故答案為：Zn+2Fe3+==2Fe2++Zn2+；

(3)實驗③中鋅置換出銅，構成了鋅銅原電池，Zn發生氧化反應，負極材料是Zn，電極反應式為Zn-2e-=Zn2+，銅為正極，H+在正極發生還原反應，電極反應式為2H++2e-=H2↑，電解質溶液是鹽酸，反應速率加快，故答案為：形成鋅銅原電池；

II、(1)由圖象可知，隨著反應的進行，X、Y的物質的量減小，Z的物質的量增大，所以X、Y是反應物，Z是產物，10s后X、Y、Z的物質的量為定值，都不為0，即10s達到平衡狀態，反應是可逆反應，且△n(X)∶△n(Y)∶△n(Z)=(1.20-0.41)mol∶(1.00-0.21)mol∶1.58mol=1∶1∶2，參加反應的物質的物質的量之比等于化學計量數之比，故反應化學方程式為X(g)+Y(g)2Z(g)，故答案為：X (g)+Y(g)2Z(g)；

(2)反應開始到10s，用X表示的反應速率是=0.0395 mol/(Ls)，故答案為：0.0395 mol/(Ls)；

(3)a．根據X(g)+Y(g)2Z(g)，X與Y的反應速率之比始終為1∶1，不能判定平衡，故a不選；b．混合氣體中X的質量分數保持不變，說明X的濃度也不變，為平衡狀態，故b選；c．X、Y、Z的濃度之比為1∶1∶2，與起始量、轉化率有關，不能判定平衡，故c不選；故答案為：b。