Question

2．如圖燒杯中都盛有稀硫酸，則：

（1）A中進行的離子反應方程式為Fe+2H⁺=Fe²⁺+H₂↑．
（2）B中負極反應式：Fe-2e^-=Fe²⁺；溶液的pH增大（填入增大、減小或不變）．
（3）C中被腐蝕的金屬是Zn，正極反應式為2H⁺+2e^-=H₂↑．
（4）三燒杯中鐵被腐蝕的速率由快到慢的順序是B＞A＞C．
（5）某學生欲完成2HCl+2Ag=2AgCl↓+H₂↑反應，設計了下列四個實驗，你認為可行的實驗是C

Answer 1

分析 （1）A中鐵和稀硫酸發生化學腐蝕，生成硫酸亞鐵和氫氣；
（2）該裝置構成原電池，Fe易失電子作負極、Sn作正極，正極上氫離子得電子發生還原反應而生成氫氣，導致氫離子濃度降低；
（3）該裝置構成原電池，Zn易失電子作負極、Fe作正極，作負極的金屬加速被腐蝕，作正極的金屬被保護，金屬腐蝕快慢速率：
（4）作負極的金屬＞發生化學腐蝕的金屬＞作正極的金屬；
（5）鹽酸和銀不能自發的進行氧化還原反應，所以不能設計成原電池，只能設計成電解池，失電子的物質作電解池陽極，金屬或導電的非金屬作電解池陰極，失電子的物質作電解質溶液．

解答 解：（1）A中鐵和稀硫酸發生化學腐蝕，生成硫酸亞鐵和氫氣，所以離子方程式為Fe+2H⁺=Fe²⁺+H₂↑，故答案為：Fe+2H⁺=Fe²⁺+H₂↑；
（2）該裝置構成原電池，Fe易失電子作負極、Sn作正極，負極反應式為Fe-2e^-=Fe²⁺，正極上氫離子得電子發生還原反應而生成氫氣，電極反應式為2H⁺+2e^-=H₂↑，導致氫離子濃度降低，溶液的pH增大，故答案為：Fe-2e^-=Fe²⁺；增大；
（3）該裝置構成原電池，Zn易失電子作負極、Fe作正極，作負極的金屬加速被腐蝕，作正極的金屬被保護，所以被腐蝕的金屬是Zn，其電極反應式為Zn-2e^-=Zn²⁺，正極是氫離子得到電子，電極反應式：2H⁺+2e^-=H₂↑；故答案為：Zn；2H⁺+2e^-=H₂↑；
（4）金屬腐蝕快慢速率：作負極的金屬＞發生化學腐蝕的金屬＞作正極的金屬，所以鐵被腐蝕快慢速率為B＞A＞C，
故答案為：B＞A＞C；
（5）2HCl+2Ag=2AgCl↓+H₂↑不能自發進行，所以必須設計成電解池，該反應中銀失電子，所以銀作電解池陽極，金屬或導電的非金屬作電解池陰極，該反應中氯化氫得電子生成氫氣，則選取鹽酸作電解質溶液，所以C選項符合條件，
故選C．

點評 本題考查原電池原理，正確判斷正負極并會書寫電極反應式，知道金屬被腐蝕快慢速率，題目難度不大．