Question

铜及其化合物在生产生活中有广泛应用，铜在化合物中的常见化合价有+1、+2．已知Cu₂O与稀硫酸反应，溶液呈蓝色．
（1）工业上可用Cu₂S+O₂

△   .

2Cu+SO₂反应制取粗铜，该反应中

 

元素被还原．
（2）将少量铜丝放入适量的稀硫酸中，温度控制在50℃，加入H₂O₂，一段时间后，升温到60℃，再反应一段时间后可制得硫酸铜，该反应的离子方程式为：

 

．温度控制在50℃～60℃的原因除了控制反应速率因素外，还有

 

．在CuSO₄溶液中加入一定量的Na₂SO₃和NaCl溶液加热，生成CuCl沉淀．写出生成CuCl的离子方程式

 

．
（3）现向Cu、Cu₂O和CuO组成的混合物中，加入2L 0.6．mol?L^-1HNO₃溶液恰好使混合物完全溶解，同时收集到4480mL NO气体（标准状况）．Cu₂O跟稀硝酸反应的离子方程式为

 

．若将上述混合物用足量的H₂加热还原，所得固体的质量为

 

g．若混合物中含0.2mol Cu，将混合物与稀硫酸充分反应，消耗H₂SO₄的物质的量为

 

mol．

Answer 1

考点：铜金属及其重要化合物的主要性质,有关混合物反应的计算

专题：

分析：（1）氧化还原反应中得电子的元素被还原；
（2）根据H₂O₂的氧化性，在酸性条件下双氧水可以把铜氧化成二价铜离子；H₂O₂在较高温度时更容易分解，温度控制在50℃-60℃，可以防止H₂O₂分解；根据氧化还原原理以及原子守恒，写出离子反应方程式即可；
（3）稀硝酸可把+1价Cu氧化为+2价Cu，同时被还原为NO，根据氧化还原规律可写成离子方程式；HNO₃的总量为0.6×2=1.2mol，作为氧化剂反应的HNO₃被还原为NO，其物质的量为：4.48L÷22．L/mol=0.2mol，那么起到酸性作用的HNO₃为：1.2mol-0.2mol=1mol，这部分HNO₃转化为了Cu（NO₃）₂，根据元素守恒计算即可．

解答： 解：（1）Cu₂S+O₂

△   .

2Cu+SO₂反应中化合价发生降低的元素有Cu和O，则被还原的元素为Cu和O，故答案为：Cu、O；
（2）少量铜丝放入适量的稀硫酸中铜丝不与稀硫酸反应，但加入H₂O₂后由于双氧水具有强氧化性，在酸性条件下可以把铜氧化成二价铜离子，所以离子方程式为：Cu+2H⁺+H₂O₂=Cu²⁺+2H₂O；因为H₂O₂在较高温度时更容易分解，所以温度控制在50℃-60℃，可以防止H₂O₂分解；根据氧化还原原理，Cu²⁺把SO₃²?氧化为SO₄²?，根据原子守恒，反应物除Cu²⁺、Cl?、SO₃²?外，还有H₂O，产物还有H⁺，配平得：Cu²⁺+2Cl^-+SO₃^2-+H₂O

△   .

CuCl↓+SO₄^2-+2H⁺，
故答案为：Cu+2H⁺+H₂O₂=Cu²⁺+2H₂O；防止H₂O₂分解；Cu²⁺+2Cl^-+SO₃^2-+H₂O

△   .

CuCl↓+SO₄^2-+2H⁺；
（3）稀硝酸可把+1价Cu氧化为+2价Cu，同时被还原为NO，根据氧化还原规律可写成离子方程式；HNO₃的总量为0.6×2=1.2mol，作为氧化剂反应的HNO₃被还原为NO，其物质的量为：4.48L÷22．L/mol=0.2mol，那么起到酸性作用的HNO₃为：1.2mol-0.2mol=1mol，这部分HNO₃转化为了Cu（NO₃）₂，根据元素守恒可知，原化合物中Cu元素的物质的量与起到酸性作用的HNO₃的物质的量之比为1：2，H₂还原最终得到Cu为：1mol÷2×64g/mol=32g；若混合物中含0.2 mol Cu，根据氧化还原反应电子得失总数相等可得：2×0.2mol+2×n（Cu₂O）=3×0.2mol，n（Cu₂O）=0.1mol，根据题目所给信息Cu₂O与稀硫酸反应，溶液呈蓝色，说明生成了Cu²⁺，离子方程式为：Cu₂O+2H⁺=Cu²⁺+Cu+H₂O，则0.1mol Cu₂O完全反应需要H₂SO₄0.1mol n（CuO）=0.5mol-0.2mol-2×0.1mol=0.1mol，0.1molCuO 完全反应需要H₂SO₄0.1mol，所以共消耗H₂SO₄的物质的量为0.2mol，
故答案为：3 Cu₂O+14 H⁺+2 NO₃^-=6 Cu²⁺+2 NO↑+7 H₂O；32；0.2．

点评：本题考查电子转移数目的计算、化学方程式和离子方程式的书写、反应条件的分析以及化学计算．