Question

將質量相等的鐵片和銅片用導線相連浸入500mL硫酸銅溶液中構成如圖的裝置．
（1）鐵片上的電極反應式為

Fe-2e^-=Fe²⁺

，銅片周圍溶液會出現

顏色變淺

的現象．
（2）若2min后測得鐵片和銅片之間的質量差為1.2g，則導線中流過的電子為

0.02

mol，該段時間內用硫酸銅表示的平均反應速率為

0.01mol?L^-1?min^-1

（3）若一段時間后測得鐵片減少了2.4g，同時銅片增加了3.2g，則這段時間內該裝置消耗的化學能有

50

%轉化為電能．
（4）若將該裝置改為如下圖所示的裝置也能達到和原裝置相同的作用，同時能保證停止使用該裝置時反應物不損耗，KCl溶液起溝通兩邊溶液形成閉合回路的作用，則硫酸銅溶液應該注入

右側

（填“左側”、“右側”或“兩側”）燒杯中，若2min內鐵片減少了2.8g，則中間U形管中K⁺的流速是

0.05

mol/min．（以上均假設反應過程中溶液體積不變）．

Answer 1

分析：（1）裝置是否有外加電源可以判斷所屬的類別，根據電池的工作原理來分析電極電極反應以及現象；
（2）根據電極反應式來計算；
（3）電池中的電解質必須是強電解質，根據電池反應來選擇電解質溶液．

解答：解：（1）裝置沒有外加電源，屬于原電池，活潑金屬鋅做負極，本身失電子，Fe-2e^-=Fe²⁺，正極上是銅離子得電子，所以銅離子在該極附近溶度減小，溶液顏色變淺，故答案為：Fe-2e^-=Fe²⁺；顏色變淺；
（2）鐵電極發生的反應為：Fe-2e^-→Fe²⁺，正極上是銅離子得電子，電極反應為：Cu²⁺+2e^-=Cu，設轉移電子為n，則鐵質量減少28n，Cu電極質量增加32n，鐵片和銅片之間的質量差為28n+32n=60n=1.2g，所以n=0.02mol，所以銅離子濃度減少量為0.01mol，所以該段時間內用硫酸銅表示的平均反應速率v=

0.01mol 0.5L

2min

=0.01mol?L^-1?min^-1，故答案為：0.02；0.01mol?L^-1?min^-1；
（3）鐵電極的電子一部分傳給銅電極，發生原電池反應．同時鐵電極上也發生置換反應．電極反應：Fe-2e^-→Fe²⁺，Cu²⁺+2e^-=Cu，銅電極增加3.2g，即0.05mol，同時鐵電極原電池反應產生0.05molFe²⁺，即鐵電極減少56g/mol×0.05
mol=2.8g，但是鐵片只減少了2.4g，因為鐵片有一部分直接發生置換反應，有銅生成，所以質量增加了，這部分鐵的化學能沒有轉化為電能，所以有2.8g-2.4g=0.4g的質量差，設有xmol鐵直接參與置換反應，
Cu²⁺+Fe=Cu+Fe²⁺△m
   1mol 64           8
    x               0.4
計算得x=0.05mol，即直接發生置換反應的鐵為0.05mol，參與原電池反應的鐵也是0.05mol，所以該裝置消耗化學能有50%轉化為電能，故答案為：50；
（4）鹽橋原電池中，金屬電極插入含有該電極金屬陽離子的鹽溶液中，所以硫酸銅溶液應該注入右側燒杯中，若2min內鐵片減少了2.8g，該段時間內用亞鐵離子表示的平均反應速率v=

2.8g 56g/mol 0.5L

2min

=0.05mol?L^-1?min^-1，則中間U形管中K⁺的流速是0.05mol/min，故答案為：右；0.05．

點評：本題考查學生原電池的工作原理，結合了化學反應速率知識來考查，綜合性強，難度較大．