Question

某稀硫酸和稀硝酸的混合溶液200mL，平均分成兩份．向其中一份中逐漸加入銅粉，最多能溶解19.2g（已知硝酸只被還原為NO氣體）．向另一份中逐漸加入鐵粉，產生氣體的量隨鐵粉質量增加的變化如圖所示．下列分析或結果錯誤的是（　　）

• A、原混合酸中NO₃^-物質的量為0.4 mol
• B、原混合酸中H₂SO₄濃度為2.0 mol?L^-1
• C、第二份溶液中最終溶質為FeSO₄
• D、OA段產生的是NO，AB段的反應為Fe+2Fe³⁺=3Fe²⁺，BC段產生氫氣

Answer 1

考點：離子方程式的有關計算,有關混合物反應的計算

專題：計算題

分析：由圖象可知，由于鐵過量，OA段發(fā)生反應為Fe+NO₃^-+4H⁺=Fe³⁺+NO↑+2H₂O，AB段發(fā)生反應為Fe+2Fe³⁺=3Fe²⁺，BC段發(fā)生反應為Fe+2H⁺=Fe²⁺+H₂↑，
A．OA段發(fā)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．根據鐵和硫酸的反應中鐵的質量來確定所需硫酸的量，進而確定硫酸的濃度；
C．鐵先與硝酸反應，之后鐵與鐵離子反應生產亞鐵離子，最后是鐵和硫酸反應，鐵單質全部轉化為亞鐵離子，硝酸全部起氧化劑作用，沒有顯酸性的硝酸；
D．鐵先與硝酸反應生成一氧化氮與鐵離子，之后鐵與鐵離子反應生產亞鐵離子，最后是鐵和硫酸反應．

解答： 解：A、OA段發(fā)生反應為：Fe+NO₃^-+4H⁺=Fe³⁺+NO↑+2H₂O，硝酸全部起氧化劑作用，故原混合液中n（NO₃^-）=2n（Fe）=2×

11.2g

56g/mol

=0.4mol，故A正確；
B、第二份反應消耗22.4g鐵，物質的量為

22.4g

56g/mol

=0.4mol，所有的鐵都在硫酸亞鐵中，根據硫酸根守恒，所以每份含硫酸0.4mol，所原混合酸中H₂SO₄物質的量為0.4 mol×2=0.8mol，混合酸中硫酸物質的量濃度為

0.8mol

0.2L

=4mol/L，故B錯誤；
C、硝酸全部被還原，沒有顯酸性的硝酸，因為溶液中有硫酸根，并且鐵單質全部轉化為亞鐵離子，所以溶液中最終溶質為FeSO₄，故C正確；
D、由圖象可知，由于鐵過量，OA段發(fā)生反應為：Fe+NO₃^-+4H⁺=Fe³⁺+NO↑+2H₂O，AB段發(fā)生反應為：Fe+2Fe³⁺=3Fe²⁺，BC段發(fā)生反應為：Fe+2H⁺=Fe²⁺+H₂↑，故D正確；
故選：B

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(fā)生的反應，注意與鐵的反應中硝酸全部起氧化劑作用．