Question

【題目】Ⅰ、反應Fe＋H2SO4===FeSO4＋H2↑的能量變化趨勢，

如圖所示：

（1）該反應為________反應(填“吸熱”或“放熱”)。

（2）若要使該反應的反應速率加快，下列措施可行的是________(填字母)。

A．改鐵片為鐵粉 B．改稀硫酸為98%的濃硫酸 C．升高溫度

（3）若將上述反應設計成原電池，銅為原電池某一極材料，則銅為_______極(填“正”或“負”)； 銅電極上發生的電極反應為__________________。

Ⅱ、某溫度時，在5 L的容器中，X、Y、Z三種氣體的物質的量隨時間的變化曲線如圖所示。請通過計算回答下列問題：

（4）反應開始至2 min，Y的平均反應速率________。

（5）分析有關數據，寫出X、Y、Z的反應方程式______________________。

Answer 1

【答案】 放熱 A、C 正 2H＋＋2e－===H2↑ 0.03 mol/(L·min) X(g)＋3Y(g)2Z(g)

【解析】I．(1)從圖象可知，反應物總能量高于生成物總能量，所以該反應為放熱反應；
(2)A．改鐵片為鐵粉，增大了接觸面積，反應速率增大，故A正確； B．常溫下鐵在濃硫酸中鈍化不能繼續發生反應，故B錯誤；C．升高溫度，反應速率增大，故C正確；故答案為AC；
(3)銅、鐵、稀硫酸構成的原電池中，鐵易失電子發生氧化反應而作負極，負極上電極反應式為Fe-2e-=Fe2+；銅作正極，正極上氫離子得電子發生還原反應，電極反應式為2H++2e-=H2↑；

Ⅱ．(1)反應開始至2min時，Y的物質的量減少了1.0mol-0.7mol=0.3mol，所以反應速率是=0.03 mol/(Lmin)；
(2)根據圖象可知X、Y的物質的量減小，Z的物質的量增加，則X和Y是反應物，Z是生成物，且分別是0.1mol、0.3mol、0.2mol，由于變化量之比是相應的化學計量數之比，所以其系數之比為0.1mol：0.3mol：0.2mol=1：3：2，所以其方程式為X(g)＋3Y(g)2Z(g)。