Question

【題目】某學生為了探究鋅與鹽酸反應過程中的速率變化，在 100 mL 稀鹽酸中加入足量的鋅粉，標準狀況下測得數(shù)據(jù)累計值如下：

時間(min)	1	2	3	4	5
氫氣體積(mL)	50	120	232	290	310

(1)在 0~1、1~2、2~3、3~4、4~5 min 各時間段中：反應速率最大的時間段是_______________； 在 0~5min 內，反應速率變化的原因是______________________________________________________________________________________

(2)在 2~3 min 時間段內，用鹽酸的濃度變化表示的反應速率為_______________

(3)為了減緩反應速率但不減少產生氣的量，在鹽酸中分別加入等體積的下列液體：

A．蒸餾水 B．Na2SO4 溶液 C．NaOH 溶液 D．H2SO4 溶液 E．Na2CO3

你認為可行的是(填編號)_______________。

(4)為了加快鋅和鹽酸的反應，采用了如圖的裝置。

此裝置中負極為_______________，寫出正極的電極反應式______________；

若收集到標況下 2.24L 氣體，轉移了電子_______________________mol，溶解了Zn______________g．

Answer 1

【答案】2~3min 開始反應時速率逐漸增大，因為反應放熱，一段時間后速率減小，因為鹽酸濃度減小 0.1mol·L-1·min-1 AB Zn 2H++2e-=H2↑ 0.2 6.5

【解析】

(1)在0～1、1～2、2～3、3～4、4～5min時間段中，產生氣體的體積分別為50mL、70mL、112mL、58mL、20mL，生成氣體體積越大的時間段，反應速率越大；結合溫度、濃度對反應速率的影響分析；

(2)計算出氫氣的體積，根據(jù)2HCl～H2，計算消耗鹽酸的物質的量，計算濃度的變化，根據(jù)v=計算反應速率；

(3)為了減緩反應速率但不減少產生氫氣的量，可降低H+濃度，但不能影響H+的物質的量；

(4)形成原電池，Zn是活潑金屬，電極表面發(fā)生氧化反應。

(1)在0～1、1～2、2～3、3～4、4～5min時間段中，產生氣體的體積分別為50mL、70mL、112mL、58mL、20mL，由此可知反應速率最大的時間段為2～3min；在 0~5min 內，剛開始因為反應放熱，溫度升高，反應時速率逐漸增大，但一段時間后因為鹽酸濃度減小，反應速率逐漸減小。

(2)在2～3min時間段內，n(H2)==0.005mol，根據(jù)2HCl～H2，計算消耗鹽酸的物質的量為0.01mol，則υ(HCl)==0.1mol/(Lmin)；

(3)A．加入蒸餾水，H+濃度減小，反應速率減小且不減少產生氫氣的量，故A正確；

B．加入Na2SO4溶液，H+濃度減小，反應速率減小且不減少產生氫氣的量，故B正確；

C．加入NaOH 溶液，中和鹽酸，H+濃度減小，反應速率減小且影響生成氫氣的量，故C錯誤；

D．加入H2SO4 溶液，H+濃度改變，反應速率改變且影響產生氫氣的量，故D錯誤；

E．加入Na2CO3溶液，消耗H+，H+濃度減小，反應速率減小且影響生成氫氣的量，故E錯誤；

故答案為AB。

(4)形成原電池，裝置中Zn比Cu活潑，Zn為負極，正極上H+得電子發(fā)生還原反應，電極反應式為2H++2e-=H2↑；標況下2.24L氫氣的物質的量為0.1mol，則轉移電子0.2mol，溶解了Zn的質量為65g/mol×=6.5g。