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13.根據解決問題

(1)電鍍時,鍍件與電源的負極連接.
(2)化學鍍的原理是利用化學反應生成金屬單質沉積在鍍件表面形成鍍層.
①若用銅鹽進行化學鍍銅,應選用還原劑(填“氧化劑”或“還原劑”)與之反應.
②某化學鍍銅的反應速率隨鍍液pH變化如圖1所示.該鍍銅過程中,鍍液pH 控制在12.5左右.據圖中信息,
給出使反應停止的方法:調節(jié)溶液的pH至8-9 之間
(3)酸浸法制取硫酸銅的流程示意圖如圖2:
①步驟(i)中Cu2(OH)2CO3發(fā)生反應的化學方程式為Cu2(OH)2CO3+2H2SO4=2CuSO4+CO2↑+3H2O.
②步驟(ii)所加試劑起調節(jié)pH作用的離子是HCO3-(填離子符號).
③在步驟(iii)發(fā)生的反應中,1molMnO2轉移2mol電子,該反應的離子方程式為:MnO2+2Fe2++4H+=Mn2++2Fe3++2H2O.
④步驟(iv)除去雜質的化學方程式可表示為:3Fe3++NH4++2SO42-+6H2O=NH4Fe3 (SO42(OH)6+6H+     過濾后母液的pH=2.0,c (Fe3+)=a mol•L-1,c ( NH4+)=b mol•L-1,c ( SO42-)=d mol•L-1,該反應的平衡常數K=1012a3bx9bcxof2(用含a、b、d 的代數式表示).

分析 (1)電鍍是將鍍件與電源負極相連、鍍層與電源正極相連;
(2)①若用銅鹽進行化學鍍銅,陰極上銅離子得電子發(fā)生氧化反應,所以需要還原劑與之反應;
②根據圖知,溶液的pH越大反應速率越大,可以通過控制溶液pH控制反應速率;
(3)銅礦中加入過量稀硫酸,發(fā)生的反應有Cu2(OH)2CO3+2H2SO4=2CuSO4+CO2↑+3H2O,溶液中金屬陽離子有Cu2+、Fe2+、Fe3+,溶液呈酸性,加入碳酸氫銨,碳酸氫根離子和氫離子反應生成二氧化碳,從而增大溶液pH;向溶液中加入少量二氧化錳,酸性條件下,二氧化錳和亞鐵離子反應生成鐵離子、錳離子和水;向溶液中加入硫酸銨,硫酸銨和鐵離子反應生成沉淀NH4Fe3(SO42(OH)6,采用過濾方法分離沉淀和溶液,然后通過蒸發(fā)濃縮、冷卻結晶得到硫酸銅晶體,再結合題目分析解答.

解答 解:(1)電鍍是將鍍件與電源負極相連、鍍層與電源正極相連,
故答案為:負;
(2)①若用銅鹽進行化學鍍銅,陰極上銅離子得電子發(fā)生氧化反應,所以需要還原劑與之反應,
故答案為:還原劑;
②根據圖示信息,pH=8-9之間,反應速率為0,所以要使反應停止,調節(jié)溶液的pH至8-9 之間,
故答案為:調節(jié)溶液的pH至8-9 之間;
(3)銅礦中加入過量稀硫酸,發(fā)生的反應有Cu2(OH)2CO3+2H2SO4=2CuSO4+CO2↑+3H2O,溶液中金屬陽離子有Cu2+、Fe2+、Fe3+,溶液呈酸性,加入碳酸氫銨,碳酸氫根離子和氫離子反應生成二氧化碳,從而增大溶液pH;向溶液中加入少量二氧化錳,酸性條件下,二氧化錳和亞鐵離子反應生成鐵離子、錳離子和水;向溶液中加入硫酸銨,硫酸銨和鐵離子反應生成沉淀NH4Fe3(SO42(OH)6,采用過濾方法分離沉淀和溶液,然后通過蒸發(fā)濃縮、冷卻結晶得到硫酸銅晶體,
①堿式碳酸銅與硫酸反應生成硫酸銅、二氧化碳和水,反應方程式為Cu2(OH)2CO3+2H2SO4=2CuSO4+CO2↑+3H2O,
故答案為:Cu2(OH)2CO3+2H2SO4=2CuSO4+CO2↑+3H2O;
②題目要求調高pH,銨根離子顯酸性,碳酸氫根離子顯堿性,則起作用的離子是碳酸氫根離子,
故答案為;HCO3-;
③依題意亞鐵離子變成了鐵離子,1mol MnO2轉移電子2 mol,則錳元素從+4變成+2價,溶液是顯酸性的,方程式經過觀察可要補上氫離子,綜合上述分析可寫出離子方程式為MnO2+2Fe2++4H+=Mn2++2Fe3++2H2O,
故答案為:MnO2+2Fe2++4H+=Mn2++2Fe3++2H2O;
④濾后母液的pH=2.0,則c(H+)=0.01mol/L,c(Fe3+)=a mol•L-1,c(NH4+)=b mol•L-1,c(SO42-)=d mol•L-1
該反應的平衡常數K=c6H+c3Fe3+cNH4+c2SO42=0.016a3×b×lwksqkb2=1012a3bkfshcuk2,

故答案為:1012a3bocp9scu2

點評 本題考查物質分離和提純的綜合應用及電解原理,側重考查學生分析能力,明確流程圖中發(fā)生的反應及分離方法是解本題關鍵,熟悉元素化合物性質及基本原理,難點是二氧化錳和亞鐵離子反應方程式的書寫,題目難度中等.

練習冊系列答案
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科目:高中化學 來源: 題型:多選題

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A.由圖可知:T1<T2
B.a、b兩點的正反應速率:b>a
C.為了提高Br2(g)的轉化率,可在其他條件不變時,將體積變?yōu)閂/2 L
D.T1時,隨著Br2(g)加入,平衡時HBr的體積分數不斷增加

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科目:高中化學 來源: 題型:選擇題

4.空氣質量指數(AQI)是新修訂的《環(huán)境空氣質量標準》中空氣質量評價體系的指標,包括6種污染物:SO2、NO2、PM10、PM2.5、O3和CO.下列說法不正確的是( �。�
A.大力實施礦物燃料的脫硫脫硝技術可以減少SO2、NOx的排放
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C.O3能消毒殺菌,空氣中O3濃度越大越有利于人體健康
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1.下列各反應達到化學平衡后,加壓或降溫都能使化學平衡向逆反應方向移動的是(  )
A.2NO2?N2O4        (正反應為放熱反應)
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8.氮及氮的化合物在化工研究中是一門重要的課題.
I.某無機化合物A的相對分子質量為184.在一定條件下,SCl2與氨完全反應生成A和淡黃色單質B及離子化合物X,且X的水溶液pH<7.將18.4gA隔絕空氣加熱可得到12.8gB和氣體單質C.請回答:
(1)寫出SCl2與氨反應的化學方程式6SCl2+16NH3=S4N4+2S+12NH4Cl.
II.已知:N2(g)+O2(g)=2NO(g)△H=+180.5kJ•mol-1
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(3)汽車尾氣轉化器中發(fā)生的反應:2NO(g)+2CO(g)?N2(g)+2CO2(g)△H=-746.5kJ•mol-1
(4)有容積相同的甲、乙兩個密閉容器,甲充入等量的NO和CO氣體,乙充入NO氣體.
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分析圖象回答:曲線②NO轉化率隨溫度升高而增大的原因反應沒有達到平衡,溫度越高反應速率越快,轉化率越大.在圖2中畫出反應2NO(g)+2CO(g)?N2(g)+2CO2(g)在不同溫度下達到平衡時c(N2)的變化趨勢圖.
(5)已知常溫下HNO2的電離常數K=4.6×10-4,求0.01mol•L-1的HNO2溶液中c(H+)=2.14×10-3mol•L-1.(4.6=2.14)

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18.下列說法或表示方法正確的是( �。�
A.等物質的量的硫蒸氣和固體硫分別完全燃燒,后者放出熱量多
B.由C(石墨)=C(金剛石)△H=+1.90 kJ/mol可知,金剛石比石墨穩(wěn)定
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科目:高中化學 來源: 題型:選擇題

5.在恒溫恒壓下,向密閉容器中充入4mol SO2和2mol O2,發(fā)生如下反應:2SO2(g)+O2(g)?2SO3(g)△H<0.2min后,反應達到平衡,生成SO3為1.4mol,同時放出熱量Q kJ,則下列分析正確的是( �。�
A.在該條件下,反應前后的壓強之比為6:5.3
B.若反應開始時容器體積為2 L,則0~2 min內v(SO3)=0.35 mol/(L•min)
C.若把“恒溫恒壓下”改為“恒壓絕熱條件下”反應,平衡后n(SO3)<1.4 mol
D.若把“恒溫恒壓下”改為“恒溫恒容下”反應,達平衡時放出的熱量大于Q kJ

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科目:高中化學 來源: 題型:解答題

2.1905年德國化學家哈伯發(fā)明了合成氨的方法,他因此獲得了1918年度諾貝爾化學獎.氨的合成不僅解決了地球上因糧食不足而導致的饑餓與死亡問題,在國防、能源、輕工業(yè)方面也有廣泛用途.
Ⅰ.以氨為原料,合成尿素的反應原理為:
2NH3(g)+CO2(g)═CO(NH22(l)+H2O(g)△H=a kJ/mol.
為研究平衡時CO2的轉化率與反應物投料比(nCO2nNH3)及溫度的關系,研究小組在10L恒容密閉容器中進行模擬反應,并繪出如圖(Ⅰ、Ⅱ曲線分別表示在不同投料比時,CO2的轉化率與溫度之間的關系).
(1)a< 0 (填“>”或“<”),判斷依據是投料比相同時,溫度越高,二氧化碳的轉化率越低,說明平衡向逆方向移動,正方向為放熱反應.
(2)①投料比:<Ⅱ(填“>”或“<”).
②若n(CO2)起始=10mol,曲線Ⅱ的投料比為0.4,在100℃條件下發(fā)生反應,達平衡至A點,則A點與起始壓強比為5:7.
③A點平衡常數與B點平衡常數間的關系:KA=KB(填“>”或“<”或“=”).B點正反應速率與C點正反應速率間的關系為:v(B)<v(C)(填“>”或“<”或“=”).
(3)若按曲線Ⅰ的投料比投料,在上述實驗中壓縮容器體積至5L,在圖中畫出反應達平衡時的二氧化碳的轉化率與溫度之間的關系曲線.
(4)為提高CO2轉化率可以采取的措施是c.
a.使用催化劑 b.及時從體系中分離出部分CO(NH22c.將體系中的水蒸氣液化分離
氨氣可用于工業(yè)上生產硝酸,其尾氣中的NO2可用氨水吸收生成硝酸銨,25℃時,將10molNH4NO3溶于水,溶液顯酸性,向該溶液中滴加1L某濃度的氨水,溶液呈中性,則滴加氨水的過程中水的電離平衡將逆向(填“正向”、“逆向”或“不”) 移動,此中性溶液中NH3•H2O的物質的量為0.05mol.(25℃時,NH3•H2O的電離平衡常數Kb=2×10-5)

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科目:高中化學 來源: 題型:解答題

3.SO2是造成空氣污染的主要原因之一,利用鈉堿循環(huán)法可除去SO2
(1)鈉堿循環(huán)法中,吸收液為Na2SO3溶液,該反應的離子方程式是SO32-+SO2+H2O=2HSO3-
(2)已知常溫下,H2SO3的電離常數為 K1=1.54×10-2,K2=1.02×10-7,H2CO3的電離常數為 K1=4,.30×10-7,K2=5.60×10-11,則下列微粒可以大量共存的是bc (選填編號).
a.CO32-HSO3-b.HCO3-HSO3-c.SO32-HCO3-d.H2SO3HCO3-
(3)已知NaHSO3溶液顯酸性,解釋原因亞硫酸氫根的電離程度大于水解程度,在NaHSO3稀溶液中各離子濃度從大到小排列順序是c(Na+)>c(HSO3-)>c(H+)>c(SO32-)>c(OH-).
(4)實驗發(fā)現把亞硫酸氫鈉溶液放置在空氣中一段時間,會被空氣中的氧氣氧化,寫出該反應的離子方程式2HSO3-+O2=2SO42-+2H+
(5)在NaIO3溶液中滴加過量NaHSO3溶液,反應完全后,推測反應后溶液中的還原產物為NaI (填化學式).

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同步練習冊答案
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