Question

【題目】化學反應速率與限度與生產、生活密切相關

（1）A學生為了探究鋅與鹽酸反應過程中的速率變化，他在200mL稀鹽酸中加入足量的鋅粉，用排水集氣法收集反應放出的氫氣，實驗記錄如下（累計值）：

時間（min）	1	2	3	4	5
氫氣體積（mL）（標準狀況）	100	240	688	810	860

①反應速率最大的時間段是（填0～1、1～2、2～3、3～4、4～5 ）_____ min，原因是_____________。

②在2～3min時間段以鹽酸的濃度變化來表示的反應速率為_________。（設溶液體積不變）

（2）B學生也做同樣的實驗，但由于反應太快，測不準氫氣體積，故想辦法降低反應速率，請你幫他選擇在鹽酸中加入下列___________以減慢反應速率。（填寫代號）

A．冰塊 B．HNO3溶液 C．CuSO4溶液

（3）某溫度下在10L密閉容器中，3種氣態物質，A、B、C的物質的量隨時間變化曲線如圖。

①該反應的化學方程式是___________

②在該條件達到反應的限度（平衡狀態）時反應物的轉化率為____________

（轉化率=（轉化的物質的量/初始物質的量）×100%）(計算結果保留1位小數）

Answer 1

【答案】2～3 因該反應放熱，隨著反應，溶液溫度升高，故反應速率加快 0.2 mol·L-1·min-1 A 2C A +3B 66.7%

【解析】

（1）①根據影響化學反應速率的因素有濃度、溫度以及固體的表面積大小等因素分析，溫度越高、濃度越大、固體表面積越大，反應的速率越大，從表中數據看出2 min～3 min收集的氫氣比其他時間段多，原因是Zn置換H2的反應是放熱反應，溫度升高；
②根據v=△c/△t計算2～3分鐘時間段以鹽酸的濃度變化來表示的該反應速率；
（2）根據根據影響化學反應速率的因素以及氫氣的量取決于H+的物質的量分析；
（3）①根據物質的量的變化判斷反應物和生成物，根據物質的量的變化之比等于化學計量數之比書寫方程式；
②轉化率＝轉化的物質的量/初始物質的量×100%，進行計算求解．

：（1）①從表中數據看出2 min～3 min收集的氫氣比其他時間段多，雖然反應中c（H+）下降，但主要原因是Zn置換H2的反應是放熱反應，溫度升高，
答案：2～3；因該反應放熱，隨著反應，溶液溫度升高，故反應速率加快；
②在2～3min時間段內，生成標況下氫氣的體積為：688mL-240mL=448mL，n（H2）=0.02mol，由2HCl～H2可知：消耗鹽酸的物質的量為0.04mol，
則υ（HCl）=△c/△t=0.04mol/(0.2L×1min)= 0.2 mol·L-1·min-1
答案：0.2 mol·L-1·min-1
（2）A.加入冰塊后溫度降低，反應速率減小，H+的物質的量不變，生成氫氣的量也不變，滿足條件，故A正確；
B.加入HNO3溶液，硝酸具有強氧化性，與金屬反應生成NO，不會生成氫氣，故B錯誤；
C.加入CuSO4溶液，鋅與銅離子反應生成銅，構成銅鋅原電池，加快了反應速率，故C錯誤；
答案：A
（3）①由圖象可以看出，反應中A、B的物質的量增加，C的物質的量減少，則A、B為生成物，C為反應物，且△n（A）：△n（B）：△n（C）=1mol：3mol：2mol=1:3:2，則反應的化學方程式為：2C A +3B ；
答案：2C A +3B；
②C為反應物，其初始物質的量為3mol，平衡時為1mol，則C的轉化率為：×100%=66.7%；
答案：66.7%