Question

（1）在25℃時，向100mL含HCl 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1.12L（標準狀況）H₂，又經過4min，鐵粉完全溶解．則：
①后4min內，用HCl表示的平均反應速率是

 

．
②分析前2min與后4min相比，反應速率變化及原因是

 

．
（2）已知化學反應①：Fe（s）+CO₂（g）?FeO（s）+CO（g），其平衡常數為K₁；化學反應②：Fe（s）+H₂O（g）?FeO（s）+H₂（g），其平衡常數為K₂．在溫度973K和1173K情況下，K₁、K₂的值分別如右表，現(xiàn)有反應③：CO₂（g）+H₂（g）?CO（g）+H₂O（g），平衡常數為K₃，根據反應①與②可推導出K₁、K₂與K₃之間的關系式

 

．據此關系及上表數據，也能推斷出反應③是

 

（填“吸熱”或“放熱”）反應．

溫度	K1	K2
973K	1.47	2.38
1173K	2.15	1.67

（3）某反應歷程如圖所示，圖中A、B、C均為1mol，請寫出反應A→C的熱化學反應方程式．

 

．

Answer 1

考點：反應速率的定量表示方法,熱化學方程式,化學平衡常數的含義

專題：化學反應中的能量變化,化學平衡專題,化學反應速率專題

分析：（1）①根據反應速率的表達式及題中數據計算出后4min內，用HCl表示的平均反應速率；
②根據影響反應速率的因素進行判斷；
（2）利用蓋斯定律計算平衡常數，結合圖表中平衡常數隨溫度變化分析反應熱量變化；
（3）先根據圖象寫出A→B、B→C的熱化學方程式，然后根據蓋斯定律寫出反應A→C的熱化學反應方程式．

解答： 解：（1）①14.6g氯化氫的物質的量為：

14.6g

36.5g/mol

=0.4mol，5.6g鐵的物質的量為：

5.6g

56g/mol

=0.1mol，0.1mol鐵完全反應消耗0.2mol氯化氫，顯然氯化氫過量，0.1mol鐵完全反應生成0.1mol氫氣，標況下1.12L氫氣的體積為0.05mol，說明后4min內生成氫氣的物質的量為：0.1mol-0.05mol=0.05mol，消耗氯化氫0.1mol，則后4min內，用HCl表示的平均反應速率為：v（HCl）=

0.1mol 0.1L

4min

=0.25 mol?L^-1?min^-1，
故答案為：0.25 mol?L^-1?min^-1 ；
②根據①可知，前2分鐘和后4分鐘都生成了0.05mol氫氣，顯然前2 min比后4 min快，原因是隨著反應的進行，鹽酸的濃度逐漸減小，所以反應速率減小，
故答案為：前2min比后4min快，原因是鹽酸濃度下降；
（2）已知：①Fe（s）+CO₂（g）?FeO（s）+CO（g）；
②Fe（s）+H₂O（g）?FeO（s）+H₂（g）；
利用蓋斯定律將①-②可得：③H₂（g）+CO₂（g）?CO（g）+H₂O（g）；
則K₃=

c(CO)?c(H2O)

c(H2)?c(CO2)

=

c(CO) c(CO2)

c(H2) c(H2O)

=

K1

K2

，
依據圖表中平衡常數數據分析，溫度升高，K₁增大，K₂減小，則K₃=

K1

K2

增大，說明升高溫度后反應③中的化學平衡向著正向移動，反應③是吸熱反應；
故答案為：K₃=

K1

K2

；吸熱；
（3）根據圖象可知，反應A→B的熱化學方程式為：①A（g）=B（g）△H=E₁-E₂，
反應B→C的熱化學方程式為：②B（g）=C（g）△H=E₃-E₄，
根據蓋斯定律，將①+②可得：A（g）=C（g）△H=E₁+E₃-E₂-E₄，
故答案為：A（g）=C（g）△H=E₁+E₃-E₂-E₄．

點評：本題考查了化學反應速率的計算、熱化學方程式的書寫，題目難度中等，注意掌握化學反應速率的計算方法，明確熱化學方程式的書寫方法，能夠根據蓋斯定律書寫熱化學方程式．