2020-2021高考化学 化学反应速率与化学平衡 培优 易错 难题练习(含答案)及详细答案

2020-2021高考化学化学反应速率与化学平衡培优易错难题练习(含答案)
及详细答案
一、化学反应速率与化学平衡
1．无水硫酸铜在加热至650℃时开始分解生成氧化铜和气体．某活动小组通过实验，探究不同温度下气体产物的组成．实验装置如下：
每次实验后均测定B、C质量的改变和E中收集到气体的体积．实验数据如下（E中气体体积已折算至标准状况）：
实验组别温度称取CuSO4质量
/g
B增重质量/g
C增重质量
/g
E中收集到气体
/mL
①T10.6400.32000
②T20.64000.256V2
③T30.6400.160Y322.4
④T40.640X40.19233.6
（1）实验过程中A中的现象是______．D中无水氯化钙的作用是_______．
（2）在测量E中气体体积时，应注意先_______，然后调节水准管与量气管的液面相平，若水准管内液面高于量气管，测得气体体积______（填“偏大”、“偏小”或“不变”）．（3）实验①中B中吸收的气体是_____．实验②中E中收集到的气体是______．
（4）推测实验②中CuSO4分解反应方程式为：_______．
（5）根据表中数据分析，实验③中理论上C增加的质量Y3=_______g．
（6）结合平衡移动原理，比较T3和T4温度的高低并说明理由________．
【答案】白色固体变黑吸收水蒸气，防止影响C的质量变化冷却至室温偏小 SO3 O2 2CuSO42CuO+2SO2↑+O2↑ 0.128 T4温度更高，因为SO3分解为SO2和O2是吸热反应，温度高有利于生成更多的O2
【解析】
【分析】
(1)根据无水硫酸铜在加热至650℃时开始分解生成氧化铜和气体分析A中的现象，根据碱
石灰和无水氯化钙的作用分析；
(2)气体温度较高，气体体积偏大，应注意先冷却至室温，若水准管内液面高于量气管，说明内部气压大于外界大气压，测得气体体积偏小；
(3)实验中B中浓硫酸的作用是吸收三氧化硫气体，C的作用是吸收二氧化硫，E的作用是收集到氧气；
(4)0.64g硫酸铜的物质的量为
0.64g
160g/mo1
＝0.004mol，分解生成氧化铜的质量为：
0.004mol×80g/mol＝0.32g；SO2的质量为：0.256g，物质的量为：
0.256
64/1
g
g mo
＝0.004mol，
氧气的质量为：0.64﹣0.32﹣0.256＝0.064g，物质的量为：
0.064
32/1
g
g mo
＝0.002mol，
CuSO4、CuO、SO2、O2的物质的量之比等于2：2：2；1，则实验②中CuSO4分解反应方程式为2CuSO42CuO+2SO2↑+O2↑；
(5)0.64g硫酸铜的物质的量为
0.64g
160g/mo1
＝0.004mol，分解生成氧化铜的质量为：
0.004mol×80g/mol＝0.32g；SO3的质量为：0.16g，氧气的质量为：0.0224
22.4
32＝0.032g，
根据质量守恒实验③中理论上C增加的质量Y3＝0.64﹣0.32﹣0.16﹣0.032＝0.128g；(6)根据表中实验③④的数据可知，T4温度生成氧气更多，因为SO3分解为SO2和O2是吸热反应，温度高有利于生成更多的O2。

【详解】
(1)因为无水硫酸铜在加热至650℃时开始分解生成氧化铜和气体，故实验过程中A中的现象是白色固体变黑，因为碱石灰能够吸水，D中无水氯化钙的作用是吸收水蒸气，防止装置E中的水进入装置C，影响C的质量变化，故答案为：白色固体变黑；吸收水蒸气，防止影响C的质量变化；
(2)加热条件下，气体温度较高，在测量E中气体体积时，应注意先冷却至室温，若水准管内液面高于量气管，说明内部气压大于外界大气压，测得气体体积偏小，故答案为：冷却至室温偏小；
(3)实验中B中浓硫酸的作用是吸收三氧化硫气体，C的作用是吸收二氧化硫，E的作用是收集到氧气，故答案为：SO3；O2；
(4)0.64g硫酸铜的物质的量为
0.64g
160g/mo1
＝0.004mol，分解生成氧化铜的质量为：
0.004mol×80g/mol＝0.32g；SO2的质量为：0.256g，物质的量为：
0.256
64/1
g
g mo
＝0.004mol，
氧气的质量为：0.64﹣0.32﹣0.256＝0.064g，物质的量为：
0.064
32/1
g
g mo
＝0.002mol，
CuSO4、CuO、SO2、O2的物质的量之比等于2：2：2；1，则实验②中CuSO4分解反应方程
式为2CuSO 42CuO+2SO 2↑+O 2↑；
(5)0.64g 硫酸铜的物质的量为
0.64g 160g /mo1
＝0.004mol ，分解生成氧化铜的质量为：0.004mol×80g/mol ＝0.32g ；SO 3的质量为：0.16g ，氧气的质量为：
0.022422.4
32＝0.032g ，实验③中理论上C 增加的质量Y 3＝0.64﹣0.32﹣0.16﹣0.032＝0.128g ； (6)根据表中实验③④的数据可知，T 4温度生成氧气更多，因为SO 3分解为SO 2和O 2是吸热反应，温度高有利于生成更多的O 2，故T 4温度更高，故答案为：T 4温度更高，因为SO 3分解为SO 2和O 2是吸热反应，温度高有利于生成更多的O 2。

2．资料显示“2O 的氧化性随溶液pH 的增大逐渐减弱”。

某化学小组同学用下列装置和试剂进行实验，探究2O 与KI 溶液发生反应的条件。

供选试剂：240.1mol /L H SO 溶液、2MnO 固体、4KMnO 固体。

该小组同学设计①、②两组实验，记录如下：
实验操作
实验现象 ①
向Ⅰ试管中加入 4KMnO 固体，连接装置Ⅰ、Ⅱ，点燃
酒精灯
Ⅱ试管中有气泡冒出，溶液不变蓝 ② 向Ⅰ试管中加入 4KMnO 固体， Ⅱ试管中加入适量 240.1mol /LH SO 溶液，连接装置
Ⅰ、Ⅱ，点燃酒精灯 Ⅱ试管中有气泡冒出，溶液变蓝
（1）选择Ⅰ装置用4KMnO 固体制取2O ，为避免4KMnO 固体随2O 进入Ⅱ试管对实验造成干扰，应进行的改进是________，②组实验中2O 与KI 溶液反应的离子方程式是________。

（2）对比①、②两组实验可知，2O 与KI 溶液发生反应的适宜条件是________。

为进一步探究该条件对反应速率的影响，可采取的实验措施是________。

（3）为进一步探究碱性条件下KI 与2O 能否反应，用上图中的装置继续进行实验： 实验操作 实验现象
③ 向Ⅰ试管中加入 4KMnO 固体，Ⅱ试管中滴加 KOH 溶液控制 pH 8= ，
连接装置Ⅰ、Ⅱ，点燃酒精灯
溶液略变蓝 ④ 向Ⅰ试管中加入 4KMnO 固体，Ⅱ试管中滴加 KOH 溶液控制 pH 10= ， 连接装置Ⅰ、Ⅱ，点燃酒精灯
无明显变
化 对于实验④的现象，小明同学提出猜想“pH 10=时2O 不能氧化I -”，设计了下列装置进行实验，验证猜想。

（i ）烧杯a 中的溶液为________。

（ii ）实验结果表明，此猜想不成立。

支持该结论的实验现象是通入2O 后________。

（iii ）小刚同学向pH 10=的KOH 溶液(含淀粉)中滴加碘水，溶液先变蓝后迅速褪色。

经检测褪色后的溶液中含有3IO -
，褪色的原因是________(用离子方程式表示)。

（4）该小组同学对实验过程进行了反思：实验④的现象产生的原因可能是________。

【答案】在Ⅰ装置试管口放置棉花球 2224I O 4H 2I 2H O -+++=+ 酸性环境 使用不同浓度的硫酸溶液做对照实验 pH 10=的KOH 溶液 电流表指针偏转，烧杯b 的溶液颜
色变深 2323I 6OH IO 5I 3H O ---+=++ 在pH 10=的KOH 溶液中I -被氧化生成2I ，
而2I 迅速发生歧化反应变为3IO -
和I -。

【解析】
【分析】
（1）4KMnO 是粉末状的，会随氧气进入Ⅱ试管对实验造成干扰，可以在试管口放置一棉花球；酸性环境下2O 与KI 溶液反应生成I 2，根据电子守恒写出反应的离子方程式。

（2）对比①、②两组实验可知，酸性溶液中2O 与KI 溶液更容易发生反应。

为进一步探究该条件对反应速率的影响，可使用不同浓度的硫酸溶液做对照实验。

（3）（i ）要证明pH 10=的溶液中2O 不能氧化I -，烧杯a 中的溶液应为pH 10=的碱溶液。

（ii ）若有电流产生，则猜想不成立。

（iii ）向pH 10=的KOH 溶液(含淀粉)中滴加碘水，溶液先变蓝说明生成了I 2，后迅速褪色说明生成的I 2又迅速被反应掉。

I 2反应后生成了3IO -，根据电子守恒写出反应的用离子方程式。

（4）所以实验④的现象产生的原因不是没有反应，而是生成的I 2立刻发生了歧化反应。

【详解】
（1）为避免4KMnO 固体粉末随2O 进入Ⅱ试管，在Ⅰ装置试管口放置棉花球，②组实验
中反应离子方程式为2224I O 4H 2I 2H O -+++=+，故答案为：在Ⅰ装置试管口放置棉花
球；2224I O 4H 2I 2H O -+++=+；
（2）对比①、②两组实验可知：2O 与KI 溶液发生反应的适宜条件是酸性环境，进一步探究该条件对反应速率的影响，可采取的实验措施是使用不同浓度的硫酸溶液做对照实验；故答案为：酸性环境；使用不同浓度的硫酸溶液做对照实验；
（3）（i ）实验目的是探究在pH 10=的KOH 溶液中2O 能否得电子氧化I -，所以烧杯a 中的溶液为pH 10=的KOH 溶液，故答案为：pH 10=的KOH 溶液；
（ii ）如果能构成原电池，说明pH 10=时2O 能氧化I -，所以电流表指针偏转，烧杯b 的溶液颜色变深，说明pH 10=时2O 能氧化I -，故答案为：电流表指针偏转，烧杯b 的溶液颜色变深；
（iii ）变蓝后迅速褪色，褪色后溶液中含有3IO -
，说明生成的2I 与溶液中KOH 反应生成了3IO -离子，根据氧化还原反应化合价升降规律可知溶液中还有I -，所以反应离子方程式为：2323I 6OH IO 5I 3H O ---+=++，故答案为：2323I 6OH IO 5I 3H O ---+=++；
（4）实验④的现象产生的原因可能是在pH 10=的KOH 溶液中I -被氧化生成2I ，而2I 迅速发生歧化反应变为3IO -
和I -，从而无法看到溶液变蓝，故答案为：在pH 10=的KOH 溶液中I -被氧化生成2I ，而2I 迅速发生歧化反应变为3IO -和I -。

3．某小组同学对FeCl 3与KI 的反应进行探究。

（初步探究）室温下进行下表所列实验。

(1)证明实验Ⅰ中有Fe 2+ 生成，加入的试剂为____________________________。

(2)写出实验Ⅰ反应的离子方程式：_____________________________________。

(3)上述实验现象可以证明Fe 3+与I −发生可逆反应，实验Ⅰ在用量上的用意是__________
(4)在实验I 的溶液中加入CCl 4，实验现象是____________________________，取其上层清液中滴加KSCN 溶液，并未看到明显的红色，其原因为（从平衡移动的角度解释）_________________________________________________________。

（深入探究）20min后继续观察实验现象：实验Ⅰ溶液棕黄色变深；实验Ⅱ溶液红色变浅。

(5)已知在酸性较强的条件下，I−可被空气氧化为I2，故甲同学提出假设：该反应条件下空气将I−氧化为I2，使实验Ⅰ中溶液棕黄色变深。

甲同学设计实验：
____________________________________，20min内溶液不变蓝，证明该假设不成立，导致溶液不变蓝的因素可能是__________________________。

噲?2Fe2++I2使KI过量，再检验是否有Fe3+，以证明该反【答案】铁氰化钾 2Fe3++2I−垐?
应为可逆反应下层呈紫色，上层呈浅绿色用CCl4萃取碘以后，使平衡右移，Fe3+浓度更小，与SCN-的反应不明显向试管中加入5ml 0.1mol/L的KI溶液和1-2滴淀粉溶液，加酸调pH=5,钟后观察现象碘离子浓度过小，氢离子浓度过小（合理即可）
【解析】
【分析】
(1) 在含有Fe2+ 的溶液中滴加铁氰化钾溶液有蓝色沉淀生成；
(2) Fe3+与I-发生氧化还原反应生成碘单质；
(3) 取2mL实验Ⅰ反应后的溶液，滴加2滴0.1mol•L-1KSCN溶液溶液呈红色，实验Ⅰ滴入几滴反应后仍含铁离子；
(4)I2易溶于CCl4；减小生成物的浓度，平衡会向正反应方向移动。

(5) 已知在酸性较强的条件下，I-可被空气氧化为I2，设计实验可以在酸性弱的条件下观察反应现象分析判断，导致溶液不变蓝的因素可逆是碘离子浓度和氢离子浓度低的原因。

【详解】
(1) 取实验Ⅰ反应后溶液适量，向溶液中滴加铁氰化钾溶液有蓝色沉淀生成，说明所得溶液中含有Fe2+ ，即反应中生成Fe2+；
(2) Fe3+与I-发生氧化还原反应，所以该反应的离子方程式为：2Fe3++2I-⇌2Fe2++I2；
(3) 实验Ⅱ取2mL实验Ⅰ反应后的溶液，滴加2滴0.1mol•L-1KSCN溶液，溶液变红色，说明KI过量的前提下仍含铁离子，说明反应不能进行彻底，证明反应为可逆反应；
(4) 因I2易溶于CCl4，则实验I的溶液中加入CCl4，振荡静置后可观察到下层呈紫色，上层呈浅绿色；在2Fe3++2I-⇌2Fe2++I2平衡体系中，萃取后I2的浓度降低，平衡正向移动，溶液中Fe3+的浓度极低，向上层清液中滴加KSCN溶液，Fe3+与SCN-的反应不明显，无法看到明显的红色。

(5) 已知在酸性较强的条件下，I-可被空气氧化为I2，故甲同学提出假设：该反应条件下空气将I-氧化为I2，使实验Ⅰ中溶液棕黄色变深。

甲同学设计实验：向试管中加入
5ml0.1molKI溶液和2滴淀粉溶液，加酸调至PH=5，20min内溶液不变蓝，证明该假设不成立，导致溶液不变蓝的因素可能是c(I-)浓度低、c(H+)浓度低。

4．某化学兴趣小组探究氯与水反应的热效应及所得溶液氯元素含量，查阅大量资料并做下列实验探究验证
实验Ⅰ：在通风橱内向装有80mL蒸馏水的锥形瓶(瓶口塞上棉花团)中鼓入氯气，至溶液中pH没有明显变化停止通入氯气，使用数据采集器，测定在此过程中溶液的温度及pH变化，具体数据如图所示：
实验Ⅱ：对20mL 饱和氯水加热，测出c （Cl —）、pH 及温度变化如图2所示。

实验Ⅲ：采用莫尔法测定氯水中氯元素的含量。

此法是以24K CrO 为指示剂，用3AgNO 标准溶液进行滴定。

其实验步骤如下：
①准确移取25.00ml 氯水试样3份，分别置于锥形瓶中，再分别加入25.00ml 水； ②向试样中加入足量的22H O 溶液；
③除去过量的22H O ，冷却；
④调整溶液的pH ，再加入1mL5% 24K CrO 溶液，在不断摇动下用0.100mol L ⋅3
AgNO 标准溶液滴定至溶液呈砖红色242[2Ag CrO Ag +-+=4CrO (↓砖红色)]
⑤重复上述实验，测得消耗3AgNO 标准溶液体积的平均值为vmL
回答下列问题：
（1）氯气在295K 、100Kpa 时，在1L 水中可溶解0.09mol ，实验测得溶于水的Cl 2约有三分之一与水反应。

该反应的离子方程式为______；估算该离子反应的平衡常数______ （2）根据实验Ⅰ测定结果判断氯气与水的反应是______(填“吸热反应”或“放热反应”)理由是______
（2）分析实验Ⅱ图，小组同学推测产生该结果的原因可能是多种反应造成的，下列叙述合理的是______
A ．升温，氯气挥发导致c （Cl —）减小
B ．对于2Cl 和2H O 的反应，升温平衡逆向移动，c （Cl —）减小，pH 减小
C ．升温，促进次氯酸分解2HClO
2HCl+O 2↑ D ．升温，可能发生3HClO 2HCl+HClO 3（强酸） ，使得pH 减小
（4）实验Ⅲ步骤3中加足量的22H O 溶液，目的是______
（5）用3AgNO 标准溶液滴定氯离子达到化学计量点时，()()c Ag
c Cl --=，若此时要求不生成24Ag CrO 沉淀，则()24c CrO -最大不能超过______1mol L .-⋅已知：
()10sp K AgCl 1.810-=⨯，()12sp 24K Ag CrO 1.810]-=⨯
（6）计算实验Ⅲ氯水中氯元素的含量，列出算式：______1g L -⋅
【答案】22Cl H O H Cl HClO +-+++ƒ
44.510-⨯ 放热反应 随氯气通入，溶液温度升高 ACD 足量的过氧化氢可将氯气完全还原为氯离子 0.01 0.142v
【解析】
【分析】
【详解】 （1）氯气与水反应生成盐酸和次氯酸，反应的离子方程式为：
22Cl H O H Cl HClO +-+++ƒ，在1L 水中可溶解0.09mol 氯气，氯气浓度近似为0.09mol /L ，则可建立如下三段式：
+-22Cl +H O H +Cl +HClO (mol/L)
0.09000(mol/L)
0.030.030.030.03(mol/L)
0.060.030.030.03ƒ
起始转化平衡 则平衡常数()()()
()42c H c Cl c HClO 0.030.030.03K 4.510c Cl 0.06
+--⨯⨯===⨯，故答案为：22Cl H O H Cl HClO +-+++ƒ；44.510-⨯；
（2）由图可知，随氯气通入，发生反应使溶液温度升高，则正反应为放热反应，故答案为：放热；随氯气通入，溶液温度升高；
（3）A.升高温度、气体的溶解度减小，则导致()c Cl
-减小，故A 正确； B.为放热反应，升高温度平衡逆向移动，()c Cl -减小，而pH 增大，故B 错误；
C.HClO 不稳定，受热易分解，升温，促进次氯酸分解，故C 正确；
D.升温，可能发生33HClO
2HCl HClO (-+V 强酸)，酸性增强，则pH 减小，故D 正确；故答案为：ACD ；
（4）实验Ⅲ步骤3中加足量的22H O 溶液，目的是足量的过氧化氢可将氯气完全还原为氯离子，故答案为：足量的过氧化氢可将氯气完全还原为氯离子；
（5）用3AgNO 标准溶液滴定氯离子达到化学计量点时，()()c Ag c Cl --
=，不生成24Ag CrO 沉淀，则()()
()12
2424102Ksp Ag Cr 1.810c CrO 0.01mol /L 1.810
c Ag --
-+⨯<==⨯，故答案为：
0.01；
（6）由3Cl AgCl AgNO -～～可知，实验Ⅲ氯水中氯元素的含量为
330.1mol /L v 10L 35.5g /mol 0.142vg /L 2510L
--⨯⨯⨯=⨯，故答案为：0.142v 。

5．某同学在用稀硫酸与锌制取氢气的实验中，发现加入少量硫酸铜溶液可加快氢气的生成速率。

请回答下列问题：
（1）上述实验中发生反应的化学方程式有__________________________________； （2）硫酸铜溶液可以加快氢气生成速率的原因是____________________________； （3）实验室中现有24Na SO 、4MgSO 、24Ag SO 、24K SO 等4中溶液，可与实验中4CuSO 溶液起相似作用的是______________________________________；
（4）要加快上述实验中气体产生的速率，还可采取的措旌有________（答两种）；
（5）为了进一步研究硫酸铜的量对氢气生成速率的影响，该同学设计了如下一系列实验。

将表中所给的混合溶液分别加入到6个盛有过量Zn 粒的反应瓶中，收集产生的气体，记录获得相同体积的气体所需时间。

①请完成此实验设计，其中：V 1=______，V 6=______，V 9=______；
②该同学最后得出的结论为：当加入少量4CuSO 溶液时，生成氢气的速率会大大提高。

但当加入的4CuSO 溶液超过一定量时，生成氢气的速率反而会下降。

请分析氢气生成速率下降的主要原因________________________________________________________
【答案】Zn+CuSO 4=ZnSO 4+Cu ，Zn+H 2SO 4=ZnSO 4+H 2↑ CuSO 4与Zn 反应产生的Cu 与Zn 形成铜锌原电池，加快了氢气产生的速率 Ag 2SO 4 升高反应温度、适当增加硫酸的浓度（答案合理即可） 30 10 17.5 当加入一定量的硫酸铜后，生成的单质铜会沉积在锌的表面，降低了锌与溶液的接触面积
【解析】
【详解】
（1）在稀硫酸中加入硫酸铜后发生了两个反应：CuSO 4＋Zn===ZnSO 4＋Cu 、Zn ＋H 2SO 4=ZnSO 4＋H 2↑。

（2）由于Zn 与反应生成的Cu 及硫酸铜溶液组成了CuZn 原电池，大大加快了生成氢气的反应速率。

（3）只要是比锌的金属性弱的金属都可以与锌组成原电池，都可以加快生成氢气的反应速率，故在所给的物质中只有Ag2SO4符合题意。

（4）要加快生成氢气的反应速率，还可以采取如下措施：升高温度、适当增大硫酸的浓
度、增加锌粒的比表面积等。

（5）①因为要研究硫酸铜的量对反应速率的影响，故应保持硫酸的浓度在各组实验中相同，则硫酸溶液的体积均取 30 mL，根据F中增加的水与硫酸铜溶液的体积之和为20 mL，可以求得V6＝10 mL， V9＝17.5 mL。

②由于析出的铜的量较多，会覆盖在锌的表面，使得锌与稀硫酸接触面积大大减小，故反应速率反而减慢。

6．硫代硫酸钠(Na2S2O3)是重要的化工原料，易溶于水，在中性或碱性环境中稳定，在酸性溶液中分解产生S、SO2。

Ⅰ. Na2S2O3的制备。

工业上可用反应：2Na2S+Na2CO3+4SO2=3Na2S2O3 +CO2制得，实验室模拟该工业过程的装置如图所示。

(1)b中反应的离子方程式为________，c中试剂为_________。

(2)反应开始后，c中先有浑浊产生，后又变澄清。

此浑浊物是_______。

(3)实验中要控制SO2生成速率，可以采取的措施有___________(写出两条)。

(4)为了保证硫代硫酸钠的产量，实验中通入的SO2，不能过量，原因是_______。

(5)制备得到的Na2S2O3中可能含有Na2SO3、Na2SO4等杂质。

设计实验，检测产品中是否存在Na2SO4：___________________________________。

Ⅱ. 探究Na2S2O3与金属阳离子的氧化还原反应。

资料：ⅰ．Fe3++3S2O32-Fe(S2O3)33-(紫黑色)
ⅱ．Ag2S2O3为白色沉淀，Ag2S2O3可溶于过量的S2O32-
装置编号试剂X实验现象
①Fe(NO3)3溶液混合后溶液先变成紫黑色, 30s后溶液几乎变为无色
②AgNO3溶液先生成白色絮状沉淀，振荡后，沉淀溶解，得到无色溶液
(6)根据实验①的现象，初步判断最终Fe3+被S2O32-还原为Fe2+，通过____(填操作、试剂和现象)，进一步证实生成了Fe2+。

从化学反应速率和平衡的角度解释实验Ⅰ的现象：____。

(7)同浓度氧化性：Ag+ > Fe3+。

实验②中Ag+未发生氧化还原反应的原因是____。

(8)进一步探究Ag+和S2O32-反应。

装置编号试剂X实验现象
③AgNO3溶液先生成白色絮状沉淀，沉淀很快变为黄色、棕色，最后为黑色沉淀。

实验③中白色絮状沉淀最后变为黑色沉淀(Ag2S)的化学方程式如下，填入合适的物质和系数：Ag2S2O3+_____ =Ag2S+_____
(9)根据以上实验，Na2S2O3与金属阳离子发生氧化还原反应和____有关(写出两条)。

【答案】SO32-+2H+= H2O +SO2↑;或HSO3－+H+=SO2↑+H2O 硫化钠和碳酸钠的混合溶液硫控制反应温度、调节酸的滴加速度(或调节酸的浓度等) 若SO2过量，溶液显酸性，产物分解取少量产品溶于足量稀盐酸，静置，取上层溶液(或过滤，取滤液)，滴加BaCl2溶液，若出现沉淀则说明含有Na2SO4杂质加入铁氰化钾溶液，产生蓝色沉淀生成紫色配合物的反应速率快，氧化还原反应速率慢；Fe3+与S2O32−氧化还原反应的程度大，Fe3++3S2O32-Fe(S2O3)33-(紫黑色)平衡逆移，最终溶液几乎无色 Ag+与S2O32−生成稳定的配合物，浓度降低，Ag+的氧化性和S2O32−的还原性减弱 H2O H2SO4阳离子、用量等
【解析】
【分析】
Ⅰ.第一个装置为二氧化硫的制取装置，制取二氧化硫的原料为：亚硫酸钠和70%的浓硫酸；c装置为Na2S2O3的生成装置；d装置为尾气吸收装置，吸收二氧化硫和硫化氢等酸性气体，结合问题分析解答；
Ⅱ.(6)利用铁氰化钾溶液检验反应后的溶液中含有Fe2+；根据外界条件对反应速率和平衡的影响分析解答；
(7)实验②滴加AgNO3溶液，先生成白色絮状沉淀，振荡后，沉淀溶解，得到无色溶液，说明溶液中Ag+较低，减少了发生氧化还原反应的可能；
(8)Ag2S2O3中S元素化合价为+2价，生成的Ag2S中S元素化合价为-2价，是还原产物，则未知产物应是氧化产物，结合电子守恒、原子守恒分析即可；
(9)结合实验①、②、③从阳离子的氧化性、离子浓度等方面分析。

【详解】
Ⅰ. (1)第一个装置为二氧化硫的制取装置，制取二氧化硫的原料为：亚硫酸钠和70%的浓硫酸，反应的离子方程式为：SO32-+2H+=SO2↑+H2O，c装置为Na2S2O3的生成装置，根据反应原理可知c中的试剂为：硫化钠和碳酸钠的混合溶液；
(2)反应开始时发生的反应为：Na2S+SO2+H2O=H2S+Na2SO3，SO2+2H2S=3S↓+2H2O，故该浑
浊物是S；
(3)通过控制反应的温度或硫酸的滴加速度可以控制SO2生成速率；
(4)硫代硫酸钠遇酸易分解，若通入的SO2过量，则溶液显酸性，硫代硫酸钠会分解；
(5)检测产品中是否存在Na2SO4的方法是取少量产品溶于足量稀盐酸，静置，取上层溶液(或过滤，取滤液)，滴加BaCl2溶液，若出现沉淀则说明含有Na2SO4杂质。

Ⅱ.(6)实验①的现象是混合后溶液先变成紫黑色，30s后溶液几乎变为无色，取反应后的混合液并加入铁氰化钾溶液，产生蓝色沉淀，则有Fe2+生成，可判断为Fe3+被S2O32-还原为Fe2+；混合后溶液先变成紫黑色，30s后溶液几乎变为无色，说明Fe3++3S2O32-Fe(S2O3)33-反应速率较Fe3+和S2O32-之间的氧化还原反应，且促进平衡逆向移动；先变成紫黑色后变无色，说明生成紫色配合物的反应速率快，氧化还原反应速率慢；另外Fe3+与S2O32−氧化还原反应的程度大，导致Fe3++3S2O32-Fe(S2O3)33-(紫黑色)平衡逆移，最终溶液几乎无色；
(7)同浓度氧化性：Ag+ >Fe3+，但实验②未发生Ag+与S2O32-之间的氧化还原反应，结合实验现象先生成白色絮状沉淀，振荡后，沉淀溶解，得到无色溶液，说明Ag+与S2O32−生成稳定的配合物，浓度降低，Ag+的氧化性和S2O32−的还原性减弱；
(8)Ag2S2O3中S元素化合价为+2价，生成的Ag2S中S元素化合价为-2价，是还原产物，则未知产物应是氧化产物，如果产物是H2SO3，能被Ag+继续氧化，则氧化产物应为
H2SO4，结合原子守恒可知，另一种反应物应为H2O，发生反应的化学方程式为
Ag2S2O3+H2O=Ag2S+H2SO4；
(9)结合实验①、②、③可知，Na2S2O3与金属阳离子发生氧化还原反应和金属阳离子的氧化性强弱、离子浓度大小、反应物的用量等有关。

7．某同学在用稀硫酸与锌制取氢气的实验中，发现反应条件不同，反应速率不同。

请回答下列问题：
（1）在用稀硫酸与锌制氢的实验中，加入少量下列物质可加快氢气生成速率的是_____（填序号）
A．Na2SO4溶液 B．MgSO4 溶液 C．SO3 D．CuSO4溶液
（2）为了进一步研究硫酸铜的量对氢气生成速率的影响，该同学设计了如下一系列的实验：将表中所给的混合溶液分别加入到6个盛有过量Zn粒的容器中，收集产生的气体，记录获得相同体积的气体所需时间。

请完成此实验设计，其中：V1＝____ mL， V6＝______ mL。

该同学最后得出的结论为：当加入少量CuSO4溶液时，生成氢气的速率会大大提高，但当加入的CuSO4溶液超过一定量时，生成氢气的速率反而会下降。

请分析速率下降的主要原
因__________ 。

（3）该同学为探究其它因素对锌与稀硫酸反应速率的影响，又做了以下实验，记录数据如下，回答下列问题：
①由实验可推知，反应物的总能量_______产物的总能量（填“＜”、 “＞” 或“＝”）。

②实验2和5表明，______对反应速率有影响。

③实验4和5表明，______对反应速率有影响，能表明同一规律的实验还有 _________ （填实验序号）。

④本实验中影响反应速率的其他因素还有________。

【答案】 C D 30 10 当加入一定量的硫酸铜后，生成的单质铜会沉积在锌的表面，降低了锌与溶液的接触面积＞浓度固体表面积 1和2 温度
【解析】（1）在用稀硫酸与锌制氢气的实验中，加入Na2SO4溶液，减小了硫酸的浓度，使速率减小，故A错误；B、加入MgSO4 溶液，减小了硫酸的浓度，使速率减小，故B错误；C、通入SO3相当于加入了硫酸，增大了硫酸的浓度，加快了化学反应速率；D、加入CuSO4溶液，锌为活泼金属，发生Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu，置换出铜，与锌形成原电池反应，化学反应速率加快；故选CD；
（2）研究硫酸铜的量对氢气生成速率的影响要求硫酸的量不变，所以V1=30，分析可以看出为了消除硫酸的物质的量浓度不同引起的误差，所以加入的硫酸铜和水的体积和要求一样为20mL，所以V6＝ 10 ，加入少量CuSO4溶液时，生成氢气的速率会大大提高，但当加入的CuSO4溶液超过一定量时，生成氢气的速率反而会下降。

请分析氢气生成速率下降的主要原因是当加入一定量的硫酸铜后，生成的单质铜会沉积在锌的表面，降低了锌与溶液的接触面积；
（3）①从表中看出，反应后的温度高于反应前的温度，说明这是一个放热反应，即反应物的总能量大于产物的总能量；
②实验2和5表明只要硫酸的物质的量浓度不同，是为了探究浓度对反应速率的影响；
③实验4和5、1和2，都是为了探究固体表面积对反应速率的影响，粉末反应的时间短，说明固体表面积越大，反应速率越快；
④由于这是一个放热反应，所以温度也是影响本实验的反应速率的因素之一。

8．某学习小组探究金属与不同酸反应的差异，以及影响反应速率的因素。

实验药品：2．0moL/L盐酸、4．0mol/L盐酸、2 .0mol/L硫酸、4.0mol/L硫酸，相同大小的铝片和铝粉(金属表面氧化膜都已除去)；每次实验各种酸的用量均为50．0mL，金属用量。