Question

H₂O₂一種常用的綠色氧化劑，在化學研究中應用廣泛

（1）H₂O₂分解過程中能量變化如圖（a）所示，試判斷該反應為

 

反應 （吸熱或放熱）
（2）①已知：Fe³⁺催化H₂O₂分解的機理可分兩步反應進行，第一步反應為：2Fe³⁺+H₂O₂=2Fe²⁺+O₂↑+2H⁺完第二步反應的離子方程式：□Fe²⁺+□H₂O₂+□

 

=□

 

+

 

②按圖（b）裝置（A、B）瓶中已允有NO₂體.2NO₂（g）?N₂O₄（g）△H＜0察到b瓶中氣體顏色比a瓶中的

 

（填“深”或“淺”），原因

 

（3）空氣陰氣陰極法電解制備H₂O₂裝置如圖（c）所示主要原理是在堿性電解質溶液中，利用空氣中的O₂反應后刻的到H₂O和稀堿的混合物，寫出陰極電極反應式

 

 （4）用 H₂O₂和H₂SO₄混合溶液可溶解印刷電路板中的金屬銅，請寫出銅溶解的離子方程式

 

 
（5）控制其他條件相同，印刷電路板的金屬粉末用10%H₂O₂和3.0mol/L^-1 H₂SO₄溶液處理，測得不同溫度下同的平均溶解速率（見下表）

溫度（℃）	20	30	40	50	60	70	80
Cu的平均溶解速率（×10-3mol．min-1	7.34	3.01	9.25	7.98	7.24	6.73	5.76

當溫度高于40℃銅的溶解平均溶解速率隨著反應溫度的升高而下降，其主要原因之一是

 

．

Answer 1

考點：氧化還原反應方程式的配平,氧化還原反應,吸熱反應和放熱反應,化學反應速率的影響因素,電解原理

專題：

分析：（1）反應物總能量高于生成物總能量反應為放熱反應；
（2）①總反應為2H₂O₂═2H₂O+O₂↑，第一步反應為2Fe³⁺+H₂O₂═2Fe²⁺+O₂↑+2H⁺，則總反應減去第一步反應為第二步反應的方程式；
②由圖b可知，2mol二氧化氮的能量高于1mol四氧化二氮的能量，故二氧化氮轉化為四氧化二氮的反應為放熱反應，所以圖c中，右側燒杯的溫度高于左側，升高溫度使2NO₂（紅棕色）?N₂O₄（無色）△H＜0，向逆反應方向移動，即向生成NO₂移動；
（3）氧氣在陰極還原得到H₂O₂和稀堿的混合物；
（4）銅、雙氧水、硫酸反應生成硫酸銅和水；
（5）當溫度高于40℃時，銅的平均溶解速率隨著反應溫度的升高而下降，其主要原因是：溫度高于40℃后，隨著溫度的升高，H₂O₂的分解速率加快，使溶液中H₂O₂的濃度降低加快，對銅的溶解速率的影響超過了溫度升高對銅溶解速率的影響，所以銅的溶解速率逐漸減小．

解答： 解：（1）由圖a可知，1mol過氧化氫總能量高于1mol水與0.5mol氧氣總能量，故過氧化氫分解是放熱反應，故答案為：放熱；
（2）①總反應為2H₂O₂═2H₂O+O₂↑，第一步反應為2Fe³⁺+H₂O₂═2Fe²⁺+O₂↑+2H⁺，則總反應減去第一步反應為第二步反應2Fe²⁺+H₂O₂+2H⁺═2Fe³⁺+2H₂O，
故答案為：2；1；2H⁺；2Fe³⁺；2H₂O；
②由圖b可知，2mol二氧化氮的能量高于1mol四氧化二氮的能量，故二氧化氮轉化為四氧化二氮的反應為放熱反應，所以圖c中，右側燒杯的溫度高于左側，升高溫度使2NO₂（紅棕色）?N₂O₄（無色）△H＜0，向逆反應方向移動，即向生成NO₂移動，故B瓶顏色更深，
故答案為：深； 右側燒杯由于H₂O₂分解放熱水溫升高，使上述平衡向逆向移動；
（3）氧氣在陰極還原得到H₂O₂和稀堿的混合物，電極反應式為：O₂+2e^-+2H₂O=H₂O₂+2OH^-，故答案為：O₂+2e^-+2H₂O=H₂O₂+2OH^-；
（4）銅、雙氧水、硫酸反應生成硫酸銅和水，離子方程式為：H₂O₂+2H⁺+Cu=Cu²⁺+2H₂O，故答案為：H₂O₂+2H⁺+Cu=Cu²⁺+2H₂O；
（5）溫度高于40℃后，隨著溫度的升高，H₂O₂的分解速率加快，使溶液中H₂O₂的濃度降低加快，對銅的溶解速率的影響超過了溫度升高對銅溶解速率的影響，所以銅的溶解速率逐漸減��；
故答案為：溫度高于40℃后，隨著溫度的升高，H₂O₂的分解速率加快，使溶液中H₂O₂的濃度降低加快，對銅的溶解速率的影響超過了溫度升高對銅溶解速率的影響，所以銅的溶解速率逐漸減�。�

點評：本題考查電解原理、反應速率影響因素、化學平衡移動等，熟悉相關知識是解題關鍵，題目難度中等．