Question

【題目】研究化學反應時，既要考慮物質變化與能量變化，也要關注反應的快慢與限度�；卮鹣铝袉栴}:

I.現有反應:①CaCO3=CaO+CO2↑，②Fe +H2SO4=FeSO4+ H2↑。

（1）兩反應中屬于吸熱反應的是____(填序號)。

（2）Fe-Cu 原電池的裝置如圖所示。

①溶液中H+向______(填“鐵”或“銅” )電極方向移動。

②正極的現象是_______，負極的電極反應式為_________。

II.某可逆反應:2A(g)B(g)+D(g)在3 種不同條件下進行，B和D的起始濃度均為0，反應物A 的濃度隨反應時間的變化情況如下表:

（3）實驗1中，在10~20 min內，以物質A表示的平均反應速率為_______mol/(L·min) ，50min時，v(正)______(填“<”“>”或“=”)v(逆)。

（4）0~20min內，實驗2 比實驗1的反應速率______ (填“快”或“慢”)，其原因可能是_______。

（5）實驗3 比實驗1的反應速率快，其原因是_________。

Answer 1

【答案】 ① 銅 有氣泡產生 Fe-2e-=Fe2+ 0.013 = 快 實驗2中使用了催化劑 實驗3中反應溫度更高

【解析】（1）碳酸鈣分解是吸熱反應，鐵與稀硫酸發(fā)生的置換反應是放熱反應；（2）①鐵的金屬性強于銅，鐵負極，銅是正極，正極發(fā)生得到電子的還原反應，因此溶液中H+向正極即向銅電極方向移動。②正極上氫離子得到電子生成氫氣，則正極的現象是有氣泡產生，負極發(fā)生鐵失去電子的氧化反應，電極反應式為Fe-2e-=Fe2+。（3）實驗1中，在10～20min內，A物質的濃度減少了0.80mol/L－0.67mol/L＝0.13mol/L，則以物質A表示的平均反應速率為0.13mol/L÷10min＝0.013mol/(L·min)，50min時反應物濃度不再發(fā)生變化，反應達到平衡狀態(tài)，則v(正)＝v(逆)。（4）根據表中數據可知0～20min內，實驗2中A的濃度變化量大于實驗1中A的濃度變化量，因此實驗2中的反應速率快，由于最終平衡時A的濃度仍然相等，即沒有改變平衡狀態(tài)，所以其原因可能是實驗2中使用了催化劑。（5）由于實驗3中反應溫度更高，所以實驗3比實驗1的反應速率快。