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（3）①反应池中反应物的流向采用气、液逆流方式，可增大反应物接触面积； 故答案为：增大反应物接触面积，使反应更充分；

②反应池中H2S和FeCl3发生氧化还原反应生成氯化亚铁和硫单质，配平后方程式为：H2S+2FeCl3=2FeCl2+S↓+2HCl； 故答案为：H2S＋2FeCl3===2FeCl2＋S↓＋2HCl ；

③电解池中，阳极：亚铁离子失去电子发生氧化反应，电极反应式：Fe-e=Fe，阴极：氢离子得到电子发生还原反应，电解总反应的离子方程式为2Fe+2H故答案为：阴极；2Fe＋2H

2＋

＋

3＋2+

+

2+

-3+

2Fe+H2↑。

3+

2Fe＋H2↑。

【点睛】本题考查了离子方程式、热化学方程式的计算、盖斯定律计算反应热、电极反应式书写，明确二氧化硫的性质及离子方程式、热化学方程式书写方法、原电池工作原理是解题关键。

11．【2019届北京市中央民族大学附属中学高三10月月考】硝酸是氧化性酸，其本质是NO3有氧化性，某课外实验小组进行了下列有关NO3氧化性的探究（实验均在通风橱中完成）。 实验装置 实验Ⅰ 编号 溶液X 实验现象 电流计指针向右偏转，铜片表面产生无色气体，在液面上方变为红棕色。 电流计指针先向右偏转，很快又偏向左边，15 mol·L浓硝 实验Ⅱ 酸 绿色。 铝片和铜片表面产生红棕色气体，溶液变为-1－

－

6 mol·L稀硝酸 -1（1）实验Ⅰ中，铝片作_____（填“正”或“负”）极。液面上方产生红棕色气体的化学方程式是_________。 （2）实验Ⅱ中电流计指针先偏向右边后偏向左边的原因是____________________。 ．．．．．．．．．．

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查阅资料：活泼金属与1 mol·L稀硝酸反应有H2和NH4生成，NH4生成的原理是产生H2的过程中NO3被还原。 （3）用上图装置进行实验Ⅲ：溶液X为1 mol·L稀硝酸溶液，观察到电流计指针向右偏转。 ①反应后的溶液中含NH4。实验室检验NH4的方法是______________________________。 ②生成NH4的电极反应式是_____________________________________________。 （4）进一步探究碱性条件下NO3的氧化性，进行实验Ⅳ：

－

+

+

+

-1

-1++－

①观察到A中有NH3生成，B中无明显现象。A、B产生不同现象的解释是_______________。 ②A中生成NH3的离子方程式是_______________________________。

（5）将铝粉加入到NaNO3溶液中无明显现象，结合实验Ⅲ和Ⅳ说明理由_________________。

【答案】负 2NO+O2=2NO2 Al开始作电池的负极，Al在浓硝酸中迅速生成致密氧化膜后，Cu作负极取少量待检溶液于试管中，加入浓NaOH溶液，加热，若产生使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，则溶液中含NH4NO3＋8e＋10H＝NH4＋3H2OAl与NaOH溶液反应产生H2的过程中可将NO3还原为NH3，而Mg不能与NaOH溶液反应8Al＋3NO3＋5OH＋2H2O＝3NH3↑＋8AlO2因为铝与中性的硝酸钠溶液无生成H2的过程，NO3无法被还原

-－

+

--+

--+

-

（5）铝

粉在中性溶液中不产生氢气，也就不与硝酸钠反应，据此分析。

【详解】（1）根据实验现象可知，实验1电流计指针向右偏转，铜片表面产生无色气体，在液面上方变为红棕色，说明在原电池中铝作负极，发生氧化反应，铜做正极，硝酸根离子被还原成一氧化氮，在空气中被氧化成二氧化氮，反应方程式为2NO+O2=2NO2；（2）实验2中电流计指针先向右偏转，很快又偏向左边，铝片和铜片表面产生红棕色气体，溶液变为绿色，说明开始铝是负极，同实验1，铜表面有二氧化氮产生，很快铝被浓硝酸钝化，铜做负极，发生氧化反应，生成硝酸铜，溶液呈绿色，硝酸根离子在铝电极被还原成二氧化氮；（3）溶液X为1mol?L稀硝酸

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-1

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溶液，反应后的溶液中含NH4，说明硝酸根离子被还原成了铵根离子，原电池中铝做负极，铜做正极，硝酸根离子在正极还原成铵根离子，①实验室检验NH4的方法是 取少量待检溶液于试管中，加入浓NaOH溶液，加热，若产生使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，则溶液中含NH4；②生成NH4的电极反应式是NO3+8e+10 H=NH4+3H2O；（4）①Al与NaOH溶液反应产生H2的过程中可将NO3还原为NH3；根据电荷守恒和元素守恒可写出离子方程式，而镁与碱没有反应；②碱性条件下铝将硝酸根还原生成氨气，反应的离子方程式为8Al+3NO3+5OH+2H2O=3NH3↑+8AlO2；（5）铝与中性的硝酸钠溶液无生成H2的过程，也就不与硝酸钠反应，所以无明显现象。

【点睛】原电池中失电子发生氧化反应的一极一定是负极，得电子发生还原反应的一极一定是正极；电子流出的一极一定是负极、电子流入的一极一定是正极。

12．【2019届贵州省遵义航天高级中学高三上学期第二次模拟考试】化学反应原理在工业生产中具有十分重要的意义。

（1）工业生产可以用NH3(g)与CO2(g)经两步反应生成尿素，两步反应的能量变化示意图如下：

----+

+

--+

+

+

+

则NH3(g)与CO2(g)反应生成尿素的热化学方程式为___________________________。 （2）已知反应Fe(s)＋CO2(g)

FeO(s)＋CO(g) ΔH＝a kJ·mol。测得在不同温度下，该反应的平衡常数

－1

K随温度的变化如下：

温度(℃) 500 1.00 700 1.47 900 2.40 K ①该反应的化学平衡常数K的表达式为____________，a________0(填“>”、“<”或“＝”)。在500 ℃ 2 L密闭容器中进行反应，Fe和CO2的起始量均为4 mol，则5 min后达到平衡时CO2的转化率为________，生成CO的平均速率v(CO)为_______________。

②700 ℃反应达到平衡后，要使反应速率增大且平衡向右移动， 可采取的措施有 ___________。

（3）利用CO与H2可直接合成甲醇，下图是由“甲醇-空气”形成的绿色燃料电池的工作原理示意图，写出以石墨为电极的电池工作时负极的电极反应式_____________________，利用该电池电解1L 0．5mol/L的CuSO4溶液，当消耗560mLO2（标准状况下）时，电解后溶液的pH＝_________（溶液电解前后体积的变化忽略不计）。

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【答案】2NH3（g）+CO2（g）?H2O（l）+H2NCONH2（s）△H=-134kJ?mol增加 CO2 的量、升高温度（填一种即可）CH3OH-6e+H2O＝CO2+6H1

-+

-1

K=c(CO)/c(CO2) > 50% 0.2mol/(L.min)

表中数

据可以知道，对于该反应，温度越高平衡常数越大，说明升高温度平衡向正反应移动，据此判断a值的符号； 令平衡时参加反应的二氧化碳的物质的量为xmol，利用三段式表示出平衡时各组分的物质的量，气体的化学计量数都为1，前后气体的物质的量相等，用物质的量代替浓度代入平衡常数计算x的值，再利用转化率定义计算二氧化碳的转化率；根据参加反应的二氧化碳的物质的量计算生成的CO的物质的量，再根据②根据平衡移动原理进行分析解答；

(3)负极发生氧化反应，根据电子守恒求消耗的氢氧根离子浓度。

计算 v(CO)；

(2)

①反应Fe(s)＋CO2(g)

FeO(s)＋CO(g)的平衡常数K=c(CO)/c(CO2)，

由表中数据可以知道，对于该反应，温度越高平衡常数越大，说明升高温度平衡向正反应移动，升高温度平衡向吸热反应进行，故a>0，

令平衡时参加反应的二氧化碳的物质的量为xmol，则： Fe(s)＋CO2(g)

FeO(s)＋CO(g)

开始（mol） 4 0 变化（mol） x x 平衡（mol） 4-x x

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