高中化学探究影响盐类水解平衡的因素填空题

H₂O₂是一种常用绿色氧化剂，在化学研究中应用广泛。
（1）请写出H₂O₂的电子式            。
（2）H₂O₂分解过程的能量变化如图(a)所示，

试判断该反应为      反应（吸热或放热）。
①已知：Fe³⁺催化H₂O₂分解的机理可分两步反应进行，
第一步反应为：2Fe³⁺+H₂O₂=2Fe²⁺+O₂↑+2H⁺，
完成第二步反应的离子方程式：
 Fe²⁺+  H₂O₂ +  _________ ="="  _________+  _________
②按图(b)装置（A、B瓶中已充有NO₂气体，2NO₂(g) N₂O₄(g), ΔH<0）进行实验。可观察到B瓶中气体颜色比A瓶中的      （填“深”或“浅”），原因是                    。

（3）空气阴极法电解制备H₂O₂的装置如图(c)所示，主要原理是在碱性电解质溶液中，利用空气中O₂在阴极反应得到H₂O₂和稀碱的混合物。

试回答：
①电源a极的名称是      。
②写出阴极电极反应式             。
（4）用H₂O₂和H₂SO₄的混合溶液可溶解印刷电路板中的金属铜，请写出铜溶解的离子方程式      ，控制其它条件相同，印刷电路板的金属粉末用10% H₂O₂和3．0 mol·L^－1 H₂SO₄溶液处理，测得不同温度下铜的平均溶解速率（见下表）。

温度（℃）	20	30	40	50	60	70	80
Cu的平均溶解速率 （×10^-3mol·min^-1）	7．34	8．01	9．25	7．98	7．24	6．73	5．76

当温度高于40℃时，铜的平均溶解速率随着反应温度的升高而下降，其主要原因是      。

合成氨反应是“将空气变成面包”的反应，如果没有合成氨反应，地球将无法养活现在这么多的人。已知合成氨的反应为N₂(g)＋3H₂(g) 2NH₃(g)  ΔH＝－92.4 kJ·mol^－1。
Ⅰ.在体积为5 L的恒温、恒容密闭容器甲中，起始时投入2 mol N₂、3 mol H₂，经过10 s达到平衡，测得平衡时NH₃的物质的量为0.8 mol。
Ⅱ.在容器乙中，起始时投入3 mol N₂、b mol H₂，维持恒温、恒压达到平衡，测得平衡时NH₃的物质的量为1.2 mol。此时与容器甲中平衡状态温度相同，相同组分的体积分数都相同。
（1）容器甲10 s内用H₂表示的平均反应速率v(H₂)＝_________，达平衡时   N₂的转化率＝__________。
（2）甲容器中反应的逆反应速率随时间变化的关系如图。t₂时改变了某一种条件，改变的条件可能是________、______(填写两项)。

（3）下列哪些情况表明容器乙已达平衡状态__________(填字母)。
A容器乙中的气体密度不再变化    
B反应的平衡常数不再变化
C氨气的生成速率等于氮气的消耗速率的2倍
D断裂1 mol N≡N键同时断裂6 mol N—H键
E．容器乙中气体的平均相对分子质量不随时间而变化
（4）b＝__________。

氨与硝酸在工农业生产中均有重要的用途。某小组根据工业生产原理设计了生产氨与硝酸的主要过程如下：
（1）以N₂和H₂为原料合成氨气。反应N₂(g)＋3H₂(g)2NH₃(g) △H<0
①一定温度下，在密闭容器中充入1molN₂和3molH₂发生反应。若容器容积恒定，达到平衡状态时，气体的总物质的量是原来的，则N₂的转化率α＝        ；若此时放出热量为aKJ，则其热化学方程式为 ___________________。
②氨气溶于水则为氨水。已知NH₃·H₂O的电离平衡常数为Kb，计算0.1mol/L的NH₃·H₂O溶液中c(OH^-)＝___________mol/L（设平衡时NH₃·H₂O的浓度约为0.1mol/L，用含有Kb的代数式表示）。
（2）以氨气、空气为主要原料先进行氨的催化氧化，然后制得硝酸。
①其中NO在容积恒定的密闭容器中进行反应：2NO（g）+O₂（g）2NO₂（g）  △H>0
该反应的反应速率（v）随时间（t）变化的关系如下图所示。若t₂、t₄时刻只改变一个条件，下列说法正确的是（填选项序号）                  。

A．在t1～t2时，可依据容器内气体的密度保持不变判断反应已达到平衡状态

B．在t2时，采取的措施可以是升高温度

C．在t3～t4时与在t1～t2时的平衡常数K肯定相同

D．在t5时，容器内NO2的体积分数是整个过程中的最大值

②实际上，生成的NO₂会聚合生成N₂O₄。如果在一密闭容器中，17℃、1.01×10⁵Pa条件下，2NO₂(g)N₂O₄(g) △H<0的平衡常数K=13.3。若改变上述体系的某个条件，达到新的平衡后，测得混合气体中c(NO₂)=0.04mol/L，c(N₂O₄)=0.007mol/L，则改变的条件是                 。

教材中用酸性KMnO₄和H₂C₂O₄（草酸）反应研究影响反应速率的因素，离子方程式为：2MnO₄^－＋5H₂C₂O₄＋6H^＋＝2Mn^2＋＋10CO₂↑＋8H₂O。一实验小组欲通过测定单位时间内生成CO₂的速率，探究某种影响化学反应速率的因素，设计实验方案如下（KMnO₄溶液已酸化）：

实验序号	A溶液	B溶液
①	20 mL 0.1 mol·L^－1 H2C2O4溶液	30 mL 0.01 mol·L^－1 KMnO4溶液
②	20 mL 0.2 mol·L^－1 H2C2O4溶液	30 mL 0.01 mol·L^－1 KMnO4溶液

（1）写出草酸溶于水的电离方程式：                      。
（2）该实验探究的是          因素对化学反应速率的影响。相同时间内针筒中所得CO₂的体积大小关系是：①       ②（填：＞、＜、＝）。
（3）若实验①在2 min末收集了4.48 mL CO₂（标准状况下），则 在2 min末， c(MnO₄^－)＝                mol/L。
（4）除通过测定一定时间内CO₂的体积来比较反应速率，本实验还可通过测定                       来比较化学反应速率。
（5）小组同学发现反应速率随时间变化如图所示，其中t₁～t₂时间内速率变快的主要原因可能是：①该反应放热，②                          。

影响化学反应速率的因素很多，某课外兴趣小组用实验的方法通过图1所示装置研究反应速率的有关问题。

（1）取一段镁条，用砂纸擦去表面的氧化膜，使镁条浸入锥形瓶内足量的稀盐酸中。足量镁条与一定量盐酸反应生成H₂的量与反应时间的关系曲线如图2所示。
①计算0～4min内H₂的化学反应速率为______________ mL/min。
②在前4min内，镁条与盐酸的反应速率逐渐加快，在4min之后，反应速率逐渐减慢，请简述其原因：_______。
（2）某同学发现，纯度、质量、表面积都相同的两铝片与H⁺浓度相同的盐酸和硫酸在同温同压下反应时产生氢气的速率差别很大，铝和盐酸反应速率更快。他决定对其原因进行探究。填写下列空白：
①该同学认为：由于预先控制了反应的其他条件，那么，两次实验时反应的速率不一样的原因，只有以下五种可能：
原因Ⅰ：Cl^-对反应具有促进作用，而SO₄^2-对反应没有影响；
原因Ⅱ：__________________________；
原因Ⅲ：Cl^-对反应具有促进作用，而SO₄^2-对反应具有阻碍作用；
原因Ⅳ：Cl^-、SO₄^2-均对反应具有促进作用，但Cl^-影响更大；
原因Ⅴ：___________________________。
②该同学设计并进行了两组实验，即得出了正确结论。他取了两片等质量、外形和组成相同、表面经过砂纸充分打磨的铝片，分别放入到盛有同体积、c(H⁺)相同的稀硫酸和盐酸的试管（两试管的规格相同）中：
a．在盛有硫酸的试管中加入少量NaCl或KCl固体 ，观察反应速率是否变化；
b．在盛有盐酸的试管中加入少量Na₂SO₄或K₂SO₄固体，观察反应速率是否变化。
若观察到实验a中______________________，实验b中______________________，则说明原因Ⅲ是正确的。依次类推。该同学通过分析实验现象，得出了结论：Cl^-对反应具有加速作用。

接触法制硫酸工艺中，其主反应在450℃并有催化剂存在下进行：
2SO₂(g)+O₂(g) 2SO₃(g) △H=－190 kJ·mo1^－1
（1）在一个固定容积为5L的密闭容器中充入0．20 mol SO₂和0．10molO₂，半分钟后达到平衡，测得容器中含SO₃ 0．18mol，则v(O₂)=          mol·L^-1·min^-1
（2）下列条件的改变能加快其反应速率的是           (选填序号)
①升高温度                             ②保持体积不变，只增加氧气的质量
③保持体积不变，充入Ne使体系压强增大 ④保持压强不变，充入Ne使容器的体积增大 
（3）下列描述中能说明上述（1）反应已达平衡的是           (选填序号)
①v(O₂)_正＝2v(SO₃)_逆                            ②SO₂、O₂、SO₃的浓度之比为2：1：2
③单位时间内生成2n molSO₂的同时生成2n mol SO₃④容器中气体的平均分子量不随时间而变化
⑤容器中气体的密度不随时间而变化              ⑥容器中气体压强不随时间而变化
（4）在相同条件下发生上述反应，若要得到380kJ热量，则加入各物质的物质的量可能是      。

A．4 mo1SO2和2mol O2	B．6mol SO2和6mo1 O2
C．4mol SO2和4 mo1 O2	D．6mo1 SO2和4 mo1 O2

发展储氢技术是氢氧燃料电池推广应用的关键。研究表明液氨是一种良好的储氢物质，其储氢容量可达17.6% （质量分数）。液氨气化后分解产生的氢气可作为燃料供给氢氧燃料电池。氨气分解反应的热化学方程式如下：
2NH₃(g)  N₂ (g) + 3H₂(g)  ΔH =" +92.4" kJ·mol^-1
请回答下列问题：
（1）氨气自发分解的反应条件是        。（填“高温”、“低温”或“任何条件下”）
（2）已知：2H₂(g)+O₂(g)=2H₂O(g) ΔH =" -" 483.6 kJ·mol^-1
NH₃(l)NH₃(g)  ΔH =" +23.4" kJ·mol^-1
则，反应4NH₃(l)+3O₂(g)=2N₂(g)+6H₂O(g)的ΔH =        。
（3）研究表明金属催化剂可加速氨气的分解。图1为某温度下等质量的不同金属分别催化等浓度氨气分解生成氢气的初始速率。
①不同催化剂存在下，氨气分解反应的活化能最大的是        （填写催化剂的化学式)。
②恒温（T₁）恒容时，用Ni催化分解初始浓度为c₀的氨气，并实时监测分解过程中氨气的浓度。计算后得氨气的转化率α(NH₃)随时间t变化的关系曲线（见图2）。请在图2中画出：在温度为T₁，Ru催化分解初始浓度为c₀的氨气过程中α(NH₃) 随t变化的总趋势曲线（标注Ru-T₁）。

③如果将反应温度提高到T₂，请在图2中再添加一条Ru催化分解初始浓度为c₀的氨气过程中α(NH₃) ~ t的总趋势曲线（标注Ru-T₂）
（4）用Pt电极对液氨进行电解也可产生H₂和N₂。阴极的电极反应式是        。（已知：液氨中2NH₃(l)  NH₂^－ + NH₄^＋）

在50mLH₂O₂水溶液中加入2g二氧化锰，在标准状况下放出气体的体积与时间的关系如图所示：

（1）该反应还可用____________代替二氧化锰做催化剂加快反应速率。
（2）A、B、C各点所表示的反应速率由快到慢的顺序为_____________________。试解释反应速率变化的原因是___________________。
（3）该H₂O₂水溶液的物质的量浓度为____________________。

KI溶液在酸性条件下能与氧气反应。 现有以下实验记录：

实验编号	①	②	③	④	⑤
温度/℃	30	40	50	60	70
显色时间/s	160	80	40	20	10

回答下列问题：
（1）该反应的离子方程式为______________________。
（2）该实验的目的是 ___________________________。
（3）实验试剂除了1 mol/L KI溶液、0.1 mol/L H₂SO₄溶液外，还需要加入的显色试剂是__________________，实验现象为：________________。
（4）上述实验操作中除了需要（3）的条件外，还必须控制不变的是________(选填字母）。
A．温度         B．试剂的浓度           C．试剂的用量(体积）
（5）若要进行酸性对反应速率的影响的探究实验，你会采取的措施是___________________

一定条件下，A（g）+B(g) C(g)，ΔH ＜0,达到平衡后根据下列图像判断：

（1）升温，达到新平衡的是          （填“A、B、C、D或E”，下同）
新平衡中C的体积分数          （填“增大、减小或不变”，下同）
（2）减压，达到新平衡的是        ，A的转化率        。
（3）减少C的量，达到新平衡的是        。
（4）增加A的量，达到新平衡的是        ，此时B的转化率        ，A的转化率。        
（5）使用催化剂，达到新平衡的是        ，C的质量分数。        

(10分) (Ⅰ)观察图A、B、C，回答下列问题：

（1）把一块纯净的锌片插入装有稀硫酸的烧杯里，可观察到锌片上有气泡，再平行插入一块铜片，可观察到铜片______（填“有”或“没有”）气泡产生。再用导线把锌片和铜片连接起来（见图A），组成一个原电池，正极的电极反应式为                        。
（2）如果烧杯中最初装入的是2mol/L 500mL的稀硫酸溶液，构成铜锌原电池（见图B，假设产生的气体没有损失，锌失去的电子完全沿导线到铜电极），当在标准状况下收集到11.2L的氢气时，则此时烧杯内溶液中溶质的物质的量浓度分别为（溶液体积变化忽略不计）                、                。
（3）如果电极材料分别是铁片和石墨并进行连接，插入氯化钠溶液中（见图C），放置数天后，写出正极的电极反应式                 。
(Ⅱ)将铜粉末用10%H₂O₂和3.0mol•L^-1H₂SO₄混合溶液处埋，测得不同温度下铜的平均溶解速率如下表：

温度（℃）	20	30	40	50	60	70	80
铜的平均溶解速率 （×10^-3mol•L^-1·min^-1）	7.34	8.01	9.25	7.98	7.24	6.73	5.76

由表中数据可知，当温度高于40℃时，铜的平均溶解速率随着温度的升高而下降，其主要原因是               。

实验室中做如下实验：一定条件下，在容积为2.0L的恒容密闭容器中，发生如下反应：2A(g)＋B(g)2C(g)；△H ＝QkJ/mol
（1）若A、B起始物质的量均为零，通入C的物质的量（mol）随反应时间（min）的变化情况如下表：

实验 序号		0	10	20	30	40	50	60
1	8 0 0 ℃	1.0	0.80	0.67	0.57	0.50	0.50	0.50
2	8 0 0 ℃	n2	0.60	0. 50	0.50	0.50	0.50	0.50
3	8 0 0 ℃	n3	0.92	0.75	0.63	0.60	0.60	0.60
4	7 3 0 ℃	1.0	0.90	0.80	0.75	0.70	0.65	0.65

根据上表数据，完成下列填空：
①在实验1中反应在10至20min内反应的平均速率Vc=           实验2中采取的措施是          ；实验3中n₃          1.0 mol(填“＞、＝、＜”)。
②比较实验4和实验1，可推测该反应中Q          0（填“＞、＝、＜”)，
（2）在另一反应过程中A(g)、B(g)、C(g)物质的量变化如图所示，根据图中所示判断下列说法正确的是

a．10～15 min可能是升高了温度
b．10～15 min可能是加入了催化剂
c．20 min时可能缩小了容器体积
d．20 min时可能是增加了B的量
（3）一定条件下，向上述容器中通入5molA (g)和3molB(g)，此时容器的压强为P(始)。反应进行并达到平衡后，测得容器内气体压强为P(始)的 。若相同条件下，向上述容器中分别通入a molA(g)、b molB(g)、c molC(g)，欲使达到新平衡时容器内气体压强仍为P(始)的 。
①a、b、c必须满足的关系是                     （一个用a、c表示，另一个用b、c表示）
②欲使起始时反应表现为向正反应方向进行，则a的取值范围是         

碘在科研与生活中有重要应用,某兴趣小组用0.50 mol·L^-1 KI、0.2%淀粉溶液、0.20 mol·L^-1 K₂S₂O₈、0.10 mol·L^-1 Na₂S₂O₃等试剂,探究反应条件对化学反应速率的影响。
已知:S₂O₈^2-+2I^-2SO₄^2-+I₂(慢)         I₂+2S₂O₃^2- 2I^-+ S₄O₆^2-(快)
（1）向KI、Na₂S₂O₃与淀粉的混合溶液中加入一定量的K₂S₂O₈溶液,当溶液中的   耗尽后,溶液颜色将由无色变为蓝色,为确保能观察到蓝色,S₂O₃^2-与S₂O₈^2-初始的物质的量需满足的关系为:n(S₂O₃^2-)∶n(S₂O₈^2-)    。
（2）为探究反应物浓度对化学反应速率的影响,设计的实验方案如下表:

实验序号	体积V/mL
K2S2O8溶液	水	KI溶液	Na2S2O3溶液	淀粉溶液
①	10.0	0.0	4.0	4.0	2.0
②	9.0	1.0	4.0	4.0	2.0
③	8.0	Vx	4.0	4.0	2.0

表中V_x     mL,理由是         。
（3）已知某条件下,浓度c(S₂O₈^2-)反应时间t的变化曲线如图所示,若保持其他条件不变,请在答题卡坐标图中,分别画出降低反应温度和加入催化剂时c(S₂O₈^2-)-t的变化曲线示意图(进行相应的标注)

（4）碘也可用作心脏起搏器电源-锂碘电池的材料,该电池反应为:
2Li(s)+I₂(s)2LiI(s)ΔH
已知:①4Li(s)+O₂(g)2Li₂O(s)   ΔH₁
②4LiI(s)+O₂(g)2I₂(s)+2Li₂O(s)ΔH₂
则电池反应的ΔH=   ;碘电极作为该电池的   极。

Na、Cu、Al、O、C、H是常见的六种元素。
（1）Al位于元素周期表第_____周期第_____族；Cu的基态原子价电子排布式为__________。
（2）用“＞”或“＜”填空：

第一电离能	离子半径	沸点
Na_______Al	O^2—_______Na+	CH4______H2O

（3）250℃时，以镍合金为催化剂，向4 L容器中通入6 mol CO2、6 mol CH4，发生如下反应：CO₂ (g)＋CH₄(g)  2CO(g)＋2H₂(g)。平衡体系中各组分体积分数如下表：

物 质	CH4	CO2	CO	H2
体积分数	0.1	0.1	0.4	0.4

①此温度下该反应的平衡常数K=__________
②已知：CH₄(g)＋2O₂(g)＝CO₂(g)＋2H₂O(g) △H=890.3 kJ·mol－1
CO(g)＋H₂O (g)＝CO₂(g)＋H₂ (g) △H="+2.8" kJ·mol^－1
2CO(g)＋O₂(g)＝2CO₂(g) △H=566.0 kJ·mol^－1
反应CO₂(g)＋CH₄(g)2CO(g)＋2H₂(g) 的△H=________________
（4）以二氧化钛表面覆盖Cu₂Al₂O₄为催化剂，可以将CO₂和CH₄直接转化成乙酸。
①在不同温度下催化剂的催化效率与乙酸的生成速率如右图所示。250～300℃时，温度升高而乙酸的生成速率降低的原因是_____________________.

②为了提高该反应中CH₄的转化率，可以采取的措施是__________________
（5）利用高温电解技术可将释放的CO2转化为具有工业利用价值的产品。
反应方程式为：，其工作原理示意图如下：

CO₂在电极a放电的反应式是_______________________________

(16分)（一）某小组利用H₂C₂O₄溶液和酸性KMnO₄溶液反应来探究“外界条件对化学反应速率的影响”。实验时，通过测定褪色所需时间来判断反应的快慢。限选试剂与仪器：0.20mol/LH₂C₂O₄溶液，0.010mol/L 酸性KMnO₄溶液，蒸馏水，锥形瓶，恒温水浴槽，量筒，秒表。该小组设计了如下的方案。

物理量		H2C2O4溶液	酸性KMnO4溶液	温度/℃
	浓度/mol·L^-1	体积/mL	浓度/mol·L^-1	体积/mL
①	0	0.20	2.0	0.010	4.0	50
②	0	0.20	2.0	0.010	4.0	25
③				0.010	4.0	25

（1）已知反应后H₂C₂O₄转化为CO₂逸出，KMnO₄转化为MnSO₄。为了观察到紫色褪去，H₂C₂O₄与KMnO₄初始的物质的量需要满足的关系为：n(H₂C₂O₄)：n (KMnO₄) ≥_______。
（2）请完成表格内五处空白。
（3）实验③测得KMnO₄溶液的褪色时间为40s，忽略混合前后溶液体积的微小变化，这段时间内平均反应速率v（KMnO₄）＝______________mol·L^-1·min^-1。
（4）已知50℃时c(MnO₄^—)～反应时间t的变化曲线如下图。其中反应速率最快的阶段是_____，原因是                                          。

（二）利用下图（a）和（b）中的信息，按图（c）装置（连通的A、B瓶中已充有NO₂气体）进行实验。可观察到B瓶中气体颜色比A瓶中的_________（填“深”或“浅”），其原因是_________________________。