Question

常溫下，某200mL稀硫酸和稀硝酸的混合溶液最多能溶解 19.2g銅粉（已知硝酸只被還原為NO氣體），若再取等體積的該混合酸向其中逐漸加入鐵粉，產生氣體的量隨鐵粉質量增加的變化如圖所示．下列有關分析錯誤的是（　　）

• A、原混合酸中NO₃^-的物質的量為0.2mol
• B、原混合酸中H₂SO₄物質的量濃度為2mol/L
• C、取25mL原混合酸加水稀釋至1L后溶液的pH=1
• D、OA段與BC段反應中電子轉移的物質的量之比為3：1

Answer 1

分析：由圖象可知，開始生產氫氣，中間氣體體積不變，后段氣體體積增大，故OA段發生反應為：Fe+NO₃^-+4H⁺=Fe³⁺+NO↑+2H₂O，AB段發生反應為：Fe+2Fe³⁺=3Fe²⁺，BC段發生反應為：Fe+2H⁺=Fe²⁺+H₂↑．
A．OA段發生反應為：Fe+NO₃^-+4H⁺=Fe³⁺+NO↑+2H₂O，硝酸全部起氧化劑作用，根據鐵的物質的量結合離子方程式計算；
B．縱觀整個過程，加入22.4gFe時，此時溶液中溶質為硫酸亞鐵，根據守恒計算；
C．根據電荷守恒，可知原溶液中c（H⁺）=c（NO₃^-）+2c（SO₄^2-），再根據稀釋定律計算；
D．結合各階段消耗Fe的質量，根據各階段反應中Fe元素化合價變化計算轉移電子物質的量．

解答：解：A．OA段發生反應為：Fe+NO₃^-+4H⁺=Fe³⁺+NO↑+2H₂O，硝酸全部起氧化劑作用，所以原混合酸中n（NO₃^-）=n（Fe）=

11.2g

56g/mol

=0.2mol，故A正確；
B．反應消耗22.4g鐵，也就是

22.4L

56g/mol

=0.4mol，所有的鐵都在硫酸亞鐵中，根據硫酸根守恒，所以含硫C．根據電荷守恒，可知原溶液中c（H⁺）=c（NO₃^-）+2c（SO₄^2-）=

0.2mol

0.2L

+2×2mol/L=5mol/L，取25mL原混合酸加水稀釋至1L后溶液的中c（H⁺）=

0.025L×5mol/L

1L

=0.125mol/L，氫離子濃度不等于0.1mol/L，即稀釋后pH≠1，故C錯誤；
D．OA段發生反應為：Fe+NO₃^-+4H⁺=Fe³⁺+NO↑+2H₂O，消耗Fe為11.2g，物質的量=

11.2g

56g/mol

=0.2mol，轉移電子為0.2mol×3=0.6mol，
BC段發生反應為：Fe+2H⁺=Fe²⁺+H₂↑，消耗Fe為22.4g-16.8g=5.6g，物質的量=

5.6g

56g/mol

=0.1mol，轉移電子為0.1mol×2=0.2mol，
故OA段與BC段反應中電子轉移的物質的量之比=0.6mol：0.3mol=3：1，故D正確，
故選C．

點評：本題以圖象為載體，考查有關金屬和酸反應的計算題，難度較大，關鍵根據圖象分析各段發生的反應，注意與鐵的反應中硝酸全部起氧化劑作用．