Question

6．某同學分析Zn與稀H₂SO₄的反應．
（1）該反應的離子方程式是Zn+2H⁺=Zn²⁺+H₂↑．
（2）制H₂時，用稀硫酸而不用濃硫酸，原因是濃H₂SO₄具有強氧化性，不能生成氫氣．
（3）已知：Zn（s）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═ZnO（s）△H=-332kJ/mol
ZnO（s）+H₂SO₄（aq）═ZnSO₄（aq）+H₂O（l）△H=-112kJ/mol
H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═H₂O（l）△H=-286kJ/mol
則Zn與稀H₂SO₄反應生成1mol H₂ 時的反應熱△H=-158kJ/mol．
（4）該同學用如圖裝置進行實驗，分析影響反應速率的因素．實驗時，從斷開K開始，每間隔1分鐘，交替斷開或閉合K，并連續計數每1 分鐘內從a管流出的水滴數，得到的水滴數如表所示：

1分鐘水滴數（斷開K）	34	59	86	117	…	102
1分鐘水滴數（閉合K）	58	81	112	139	…	78

分析反應過程中的水滴數，請回答：
①由水滴數58＞34、81＞59，說明在反應初期，閉合K時比斷開K時的反應速率快（填“快”或“慢”），主要原因是形成原電池反應速度快．
②由水滴數102＞78，說明在反應后期，斷開K時的反應速率快于閉合K時的反應速率，主要原因是斷開K時，溶液中的c（H⁺）大于閉合K時溶液中的c（H⁺）．
③從能量轉換形式不同的角度，分析水滴數86＞81、117＞112的主要原因是斷開K時，反應的化學能主要轉化成熱能，閉合K時，反應的化學能主要轉化成電能，前者使溶液的溫度升得更高，故反應速率更快．

Answer 1

分析 （1）Zn與稀硫酸反應生成硫酸鋅和氫氣；
（2）濃硫酸具有強氧化性，與Zn反應生成二氧化硫；
（3）①Zn（s）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=ZnO（s）△H=-332kJ/mol
②ZnO（s）+H₂SO₄（aq）=ZnSO₄（aq）+H₂O（l）△H=-112kJ/mol
③H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=H₂O（l）△H=-286kJ/mol
根據蓋斯定律：①+②-③得Zn（s）+H₂SO₄（aq）=ZnSO₄（aq）+H₂↑，據此計算；
（4）①形成原電池能加快反應速率；
②根據氫離子濃度大小與速率的關系分析；
③斷開K時，反應的化學能主要轉化成熱能，閉合K時，反應的化學能主要轉化成電能，根據溫度對速率的影響分析．

解答 解：（1）Zn與稀硫酸反應生成硫酸鋅和氫氣，其反應的離子方程式為：Zn+2H⁺=Zn²⁺+H₂↑，故答案為：Zn+2H⁺=Zn²⁺+H₂↑；
（2）濃硫酸具有強氧化性，與Zn反應生成二氧化硫，所以制H₂時，用稀硫酸而不用濃硫酸，故答案為：濃H₂SO₄具有強氧化性，不能生成氫氣；
（3）①Zn（s）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=ZnO（s）△H=-332kJ/mol
②ZnO（s）+H₂SO₄（aq）=ZnSO₄（aq）+H₂O（l）△H=-112kJ/mol
③H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=H₂O（l）△H=-286kJ/mol
根據蓋斯定律：①+②-③得Zn（s）+H₂SO₄（aq）=ZnSO₄（aq）+H₂↑，則△H=（-332kJ/mol）+（-112kJ/mol）-（-286kJ/mol）=-158kJ/mol；
故答案為：-158；
（4）①形成原電池能加快反應速率，所以在反應初期，閉合K時比斷開K時的反應速率快，故答案為：快；形成原電池反應速度快；
②由于反應前期形成原電池反應速率快，氫離子消耗的多，則在后期，閉合K時溶液中氫離子濃度小，氫離子濃度越小反應速率越小，斷開K時，溶液中的c（H⁺）大于閉合K時溶液中的c（H⁺），所以在反應后期，斷開K時的反應速率快于閉合K時的反應速率；
故答案為：斷開K時，溶液中的c（H⁺）大于閉合K時溶液中的c（H⁺）；
③斷開K時，反應的化學能主要轉化成熱能，閉合K時，反應的化學能主要轉化成電能，則隨著反應進行，斷開K時，放出的熱量使溶液的溫度升高，溫度越高反應速率越快；
故答案為：斷開K時，反應的化學能主要轉化成熱能，閉合K時，反應的化學能主要轉化成電能，前者使溶液的溫度升得更高，故反應速率更快．

點評 本題考查了蓋斯定律的應用、原電池原理的應用、影響速率的因素等，題目難度中等，注意形成原電池能加快反應速率．