Question

7．某稀硫酸和稀硝酸的混合溶液200mL，平均分成两份．向其中一份中逐渐加入铜粉，最多能溶解19.2g（已知硝酸只被还原为NO气体）．向另一份中逐渐加入铁粉，产生气体的量随铁粉质量增加的变化如图所示．下列分析或结果错误的是（　　）

• A． 混合酸中H₂SO₄浓度为4 mol•L^-1
• B． 200mL混合酸中NO₃-物质的量为0.2mol
• C． AB段的反应为Fe+2Fe³⁺═3Fe²⁺，BC段产生氢气
• D． 加入铜粉的那份混合酸，反应后剩余0.1mol H₂SO₄

Answer 1

分析 由图象可知，由于铁过量，OA段发生反应为：Fe+NO₃^-+4H⁺=Fe³⁺+NO↑+2H₂O，AB段发生反应为：Fe+2Fe³⁺=3Fe²⁺，BC段发生反应为：Fe+2H⁺=Fe²⁺+H₂↑，
A．根据铁和硫酸的反应中铁的质量来确定所需硫酸的量，进而确定硫酸的浓度；
B．铁先与硝酸反应生成一氧化氮与铁离子，之后铁与铁离子反应生产亚铁离子，最后是铁和硫酸反应；
C．OA段发生反应为：Fe+NO₃^-+4H⁺=Fe³⁺+NO↑+2H₂O，硝酸全部起氧化剂作用，根据铁的物质的量结合离子方程式计算；
D．铁先与硝酸反应，之后铁与铁离子反应生产亚铁离子，最后是铁和硫酸反应，铁单质全部转化为亚铁离子，硝酸全部起氧化剂作用，没有显酸性的硝酸，依据3Cu+8H⁺+2NO₃^-=3Cu²⁺+2NO↑+4H₂O计算；

解答 解：A．第二份反应消耗22.4g铁，物质的量为：$\frac{22.4g}{56g/mol}$=0.4mol，所有的铁都在硫酸亚铁中，根据硫酸根守恒，所以每份含硫酸0.4mol，所原混合酸中H₂SO₄物质的量为0.4 mol×2=0.8mol，原混合溶液中硫酸浓度为：$\frac{0.8mol}{0.2L}$=4mol/L，故A正确；
B．OA段发生反应为：Fe+NO₃^-+4H⁺=Fe³⁺+NO↑+2H₂O，硝酸全部起氧化剂作用，故原混合液中n（NO₃^-）=2n（Fe）=2×$\frac{11.2g}{56g/mol}$=0.4mol，故B错误；
C．由图象可知，由于铁过量，OA段发生反应为：Fe+NO₃^-+4H⁺=Fe³⁺+NO↑+2H₂O，AB段发生反应为：Fe+2Fe³⁺=3Fe²⁺，BC段发生反应为：Fe+2H⁺=Fe²⁺+H₂↑，故C正确；
D．最多能溶解19.2g铜的物质的量=$\frac{19.2g}{64g/mol}$=0.3mol，3Cu+8H⁺+2NO₃^-=3Cu²⁺+2NO↑+4H₂O可知消耗氢离子物质的量为0.8mol，消耗NO₃^-物质的量0.2mol，依据A和B计算可知每份中硝酸物质的量0.2mol全部反应，H₂SO₄物质的量=4mol/L×0.1L=0.4mol，反应过程是铁先与硝酸反应，之后铁与铁离子反应生产亚铁离子，最后是铁和硫酸反应，铁单质全部转化为亚铁离子，硝酸全部起氧化剂作用，没有显酸性的硝酸，由反应3Cu+8H⁺+2NO₃^-=3Cu²⁺+2NO↑+4H₂O计算得到，剩余氢离子物质的量为0.2mol，依据氢离子守恒可得到，剩余H₂SO₄物质的量0.1mol，故D正确；
故选B．

点评 本题以图象为载体考查混合物反应的计算，题目难度中等，据图象分析各段发生的反应原理为解答关键，注意与铁的反应中硝酸全部起氧化剂作用．