Question

【題目】在25℃時，向100mL含氯化氫14.6g的鹽酸溶液中，放入5.6g純鐵粉，反應進行到2min末收集到氫氣1.12 L(標準狀況)，在此后又經(jīng)過4min，鐵粉完全溶解。若不考慮溶液體積的變化，則：

(1)前2min內用FeCl2表示的平均反應速率是______________。

(2)后4min內用HCl表示的平均反應速率是________________。

(3)前2min與后4min相比，反應速率__________較快，其原因是__________________。

Answer 1

【答案】0.25mol·(L·min)－10.25mol·(L·min)－1前2min的平均反應速率大于后4min的平均反應速率在其他條件不變時，增大反應物的濃度，反應速率增大，隨著反應進行，反應物的濃度逐漸減小，因而v隨之減小

【解析】

（1）根據(jù)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(jù)平均反應速率公式計算；（3）根據(jù)濃度與反應速率的關系分析。

（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 ）== =0.25 mol/（L·min）；

（2）反應前氯化氫的物質的量為=0.4mol，鐵的物質的量為=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 ）===0.25 mol/（L．min）；

（3）根據(jù)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(shù)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2min的平均反應速率大于后4min的平均反應速率； 在其他條件不變時，增大反應物的濃度，反應速率增大，隨著反應進行，反應物的濃度逐漸減小，因而v隨之減小。