题目内容
金属镁及其化合物不仅在国防上有重要应用，在化学研究中也有广泛应用。
（1）某同学研究反应速率时用如下方法：取一段镁条，用砂纸擦去表面的氧化膜，使足量镁条与一定量盐酸反应生成H2的量与反应时间的关系曲线如图所示。镁与盐酸反应的离子方程式为 ；在前4min内，镁条与盐酸的反应速率逐渐加快，在4 min之后，反应速率逐渐减慢，请简述其原因：_____________。
（2）向少量的Mg(OH)2悬浊液中加入适量的饱和氯化铵溶液，固体完全溶解，写出NH4Cl饱和溶液使Mg(OH)2悬浊液溶解的离子方程式 。
（3）Mg Al可形成原电池:
编号 | 电极材料 | 电解质溶液 | 电子流动 方向 |
1 | Mg Al | 稀盐酸 | Mg流向Al |
2 | Mg Al | NaOH溶液 |
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根据上表中的实验现象完成下列问题:
①实验1中Mg为 极；
②实验2中电子流动方向 ，Al为 极，为什么? 。
（1）Mg+2H+=Mg2++H2↑（1分）
镁和盐酸反应是放热反应，随着反应体系温度升高，反应速率增大（1分）；
4min后由于溶液中H+浓度降低，所以导致反应速率减小（1分）。
（2）Mg(OH)2(s)+2NH4+=Mg2++2NH3·H2O（2分）
（3） ① 负极（1分）
②Al流向Mg（1分），负（1分），Al能和NaOH溶液反应而Mg不能,故Al作负极,Mg作正极。（2分）
【解析】
试题分析：（1）镁与盐酸发生置换反应，离子方程式为：Mg+2H+=Mg2++H2↑；因为金属与酸的置换反应为放热反应，所以镁与盐酸反应放热，随着反应体系温度升高，反应速率增大，随着反应的进行，H+浓度降低，4min后浓度对反应速率的影响为主要因素，反应速率减小。
（2）NH4+结合OH?，使Mg(OH)2的沉淀溶解平衡向右移动：Mg(OH)2(s)+2NH4+=Mg2++2NH3·H2O
（3） ①实验1在稀盐酸中，Mg比Al活泼，所以Mg为负极。
②实验2中，Al容易与NaOH溶液反应，而Mg不与NaOH溶液反应，所以Al为负极，则电子流动方向为：Al流向Mg。
考点：本题考查离子方程式的书写、条件对反应速率的影响、原电池原理。
