Question

金屬鎂及其化合物不僅在國防上有重要應用，在化學研究中也有廣泛應用。

（1）某同學研究反應速率時用如下方法：取一段鎂條，用砂紙擦去表面的氧化膜，使足量鎂條與一定量鹽酸反應生成H2的量與反應時間的關系曲線如圖所示。鎂與鹽酸反應的離子方程式為 ；在前4min內，鎂條與鹽酸的反應速率逐漸加快，在4 min之后，反應速率逐漸減慢，請簡述其原因：_____________。

（2）向少量的Mg(OH)2懸濁液中加入適量的飽和氯化銨溶液，固體完全溶解，寫出NH4Cl飽和溶液使Mg(OH)2懸濁液溶解的離子方程式 。

（3）Mg　Al可形成原電池:

編號	電極材料	電解質溶液	電子流動 方向
1	Mg　Al	稀鹽酸	Mg流向Al
2	Mg　Al	NaOH溶液

 

根據上表中的實驗現象完成下列問題:

①實驗1中Mg為 極；

②實驗2中電子流動方向 ，Al為 極，為什么?　　　　　　　。 

 

Answer 1

（1）Mg+2H+=Mg2++H2↑（1分）

鎂和鹽酸反應是放熱反應，隨著反應體系溫度升高，反應速率增大（1分）；

4min后由于溶液中H+濃度降低，所以導致反應速率減�。�1分）。

（2）Mg(OH)2(s)+2NH4+=Mg2++2NH3·H2O（2分）

（3） ① 負極（1分）

②Al流向Mg（1分），負（1分），Al能和NaOH溶液反應而Mg不能,故Al作負極,Mg作正極。（2分）

【解析】

試題分析：（1）鎂與鹽酸發生置換反應，離子方程式為：Mg+2H+=Mg2++H2↑；因為金屬與酸的置換反應為放熱反應，所以鎂與鹽酸反應放熱，隨著反應體系溫度升高，反應速率增大，隨著反應的進行，H+濃度降低，4min后濃度對反應速率的影響為主要因素，反應速率減小。

（2）NH4+結合OH?，使Mg(OH)2的沉淀溶解平衡向右移動：Mg(OH)2(s)+2NH4+=Mg2++2NH3·H2O

（3） ①實驗1在稀鹽酸中，Mg比Al活潑，所以Mg為負極。

②實驗2中，Al容易與NaOH溶液反應，而Mg不與NaOH溶液反應，所以Al為負極，則電子流動方向為：Al流向Mg。

考點：本題考查離子方程式的書寫、條件對反應速率的影響、原電池原理。