Question

在25℃時，向100mL含氯化氫14.6g的鹽酸溶液里放入5.6g純鐵粉（不考慮反應前后溶液體積的變化），反應開始至2min末收集到氫氣1.12L（標況），在此之后，又經過4min鐵粉全部溶解．則：
（1）在前2min內用FeCl₂表示的平均反應速率是多少？
（2）在后4min內用HCl表示的平均反應速率是多少？?
（3）前2min與后4min相比，反應速率哪個較快？為什么？試解釋原因．

Answer 1

分析：（1）根據氫氣的體積計算生成的氯化亞鐵的物質的量，再利用反應速率公式計算氯化亞鐵的平均反應速率；
（2）先算出2min后氫離子的物質的量的變化量，再根據平均反應速率公式計算；
（3）根據濃度與反應速率的關系分析；

解答：解：（1）反應前氯化亞鐵的物質的量為0；
   Fe+2HCl=FeCl₂ +H₂ ↑
  56g      1mol     22.4L 
  2.8g    0.05mol   1.12L
v（FeCl₂ ）=

△n

V△t

=

0.05mol

0.1L2min

=0.25 mol/（L．min），
故答案為 0.25 mol/（L．min），
 （2）反應前氯化氫的物質的量為

14.6g

36.5g/mol

=0.4mol，鐵的物質的量為

5.6g

56g/mol

=0.1mol 結合方程式知，氯化氫過量．通過（1）知，前兩分鐘，鐵反應2.8g，還剩2.8g；2min-4min時，鐵反應2.8g，
  Fe+2HCl=FeCl₂ +H₂ ↑
  56g     2 mol
  2.8g   0.1mol
所以氯化氫的物質的量的變化量為0.1mol，
 所以 4min內C（HCl ）=

△n

V△t

=

0.1mol

0.1L4min

=0.25 mol/（L．min），
故答案為 0.25 mol/（L．min）．
（3）根據同一反應、同一時間段內中，各物質的反應速率之比等于計量數之比，所以前兩分鐘內，氯化氫的平均反應速率為0.5mol/（L．min）；2min-4min時，氯化氫的平均反應速率為0.25 mol/（L．min），
所以前兩分鐘內反應速率快，原因是：隨著反應的進行，氫離子的濃度不斷減小，所以反應速率降低．
故答案為：前2分鐘快；  隨著反應的進行，鹽酸濃度降低，反應速率減慢．

點評：本題需注意的是：因兩種反應物的量都已知，一定要進行過量計算，在實際做題時，要以不足量者為標準進行計算．