Question

【題目】將制得的錳粉碎后加入到SnCl2溶液中使其浸出（假定雜質不反應，溶液體積不變），發生反應Mn(s)+ Sn2+(aq) Mn2+(aq)+ Sn(s)(已知含Sn2+水溶液為米黃色)。

（1）為加快反應速率可以采取的措施有____________、____________；

（2）不考慮溫度因素，一段時間后Mn的溶解速率加快，可能的原因是____________。

（3）下列能說明反應已達平衡的有____________ (填編號)。

A．溶液的顏色不發生變化 B．溶液中c(Mn2+)=c( Sn2+)

C．體系中固體的質量不變 D．Mn2+與Sn2+濃度的比值保持不變

（4）室溫下，測得溶液中陽離子濃度c(R2+)隨時間的變化情況如下圖所示，則上述反應的平衡常數K=____________。若其他條件不變，10min后向容器中迅速加入蒸餾水至溶液體積變為原來的2倍，則再次平衡時c(Mn2+) =____________ (不考慮離子水解的影響)。

（5）MnO2也可在MnSO4-H2SO4-H2O為體系的電解液中電解獲得，其陽極反應式為______。

Answer 1

【答案】升高溫度 增大c(Sn2+) 構成多個微型原電池，加快反應速率 ACD 3 0.375molL-1 Mn2+ —2e- +2H2O＝MnO2 + 4H+

【解析】

根據加快反應速率的因素有升溫、加壓、增大濃度、加入催化劑、增大接觸面積、構成原電池加快反應速率等措施分析解答(1)、(2)；

(3)化學反應達到化學平衡狀態時，正逆反應速率相等，且不等于0，各物質的濃度不再發生變化，由此衍生的一些物理量不發生變化，以此進行判斷；

(4)根據圖像，平衡狀態下Mn2+(aq)濃度為0.75mol/L，Sn2+(aq)濃度0.25mol/L，結合平衡常數表達式計算K；根據溫度不變，平衡常數不變，分析判斷；

(5)陽極發生氧化反應，錳由+2價變成+4價，據此書寫陽極的電極反應式。

(1)反應Mn(s)+Sn2+(aq)Mn2+(aq)+Sn(s)，壓強影響不大，增大反應速率的因素主要是升溫、增大c(Sn2+)離子濃度，故答案為：升高溫度；增大c(Sn2+)；

(2)不考慮溫度因素，一段時間后，置換出的Sn與Mn構成多個微型原電池，加快反應速率，因此Mn的溶解速率加快，故答案為：構成多個微型原電池，加快反應速率；

(3)反應Mn(s)+Sn2+(aq)Mn2+(aq)+Sn(s)(已知含Sn2+水溶液為米黃色)。A．溶液的顏色不發生變化，說明離子濃度不變，說明反應達到平衡狀態，故A正確；B．溶液中c(Mn2+)=c( Sn2+)和起始濃度有關，與平衡狀態無直接關系，故B錯誤；C．體系中固體的質量不變，說明溶液中離子濃度不變，反應達到平衡狀態，故C正確；D．Mn2+與Sn2+濃度的比值保持不變說明正逆反應速率相同，反應達到平衡狀態，故D正確；故答案為：ACD；

(4)根據圖像可知，平衡狀態下Mn2+(aq)濃度為0.75mol/L，Sn2+(aq)濃度0.25mol/L，平衡常數K===3；若其他條件不變，10min后向容器中迅速加入蒸餾水至溶液體積變為原來的2倍，由于溫度不變，平衡常數不變，因此濃度變為原來的一半=×0.75mol/L=0.375molL-1，故答案為：3；0.375molL-1；

(5)陽極發生氧化反應，錳由+2價變成+4價，電極反應為Mn2++2H2O-2e-=MnO2+4H+，故答案為：Mn2+-2e-+2H2O=MnO2+4H+。