Question

銅及其化合物在生產(chǎn)生活中有廣泛應用，銅在化合物中的常見化合價有+1、+2．已知Cu₂O與稀硫酸反應，溶液呈藍色．
（1）工業(yè)上可用Cu₂S+O₂

△   .

2Cu+SO₂反應制取粗銅，該反應中

 

元素被還原．
（2）將少量銅絲放入適量的稀硫酸中，溫度控制在50℃，加入H₂O₂，一段時間后，升溫到60℃，再反應一段時間后可制得硫酸銅，該反應的離子方程式為：

 

．溫度控制在50℃～60℃的原因除了控制反應速率因素外，還有

 

．在CuSO₄溶液中加入一定量的Na₂SO₃和NaCl溶液加熱，生成CuCl沉淀．寫出生成CuCl的離子方程式

 

．
（3）現(xiàn)向Cu、Cu₂O和CuO組成的混合物中，加入2L 0.6．mol?L^-1HNO₃溶液恰好使混合物完全溶解，同時收集到4480mL NO氣體（標準狀況）．Cu₂O跟稀硝酸反應的離子方程式為

 

．若將上述混合物用足量的H₂加熱還原，所得固體的質(zhì)量為

 

g．若混合物中含0.2mol Cu，將混合物與稀硫酸充分反應，消耗H₂SO₄的物質(zhì)的量為

 

mol．

Answer 1

考點：銅金屬及其重要化合物的主要性質(zhì),有關(guān)混合物反應的計算

專題：

分析：（1）氧化還原反應中得電子的元素被還原；
（2）根據(jù)H₂O₂的氧化性，在酸性條件下雙氧水可以把銅氧化成二價銅離子；H₂O₂在較高溫度時更容易分解，溫度控制在50℃-60℃，可以防止H₂O₂分解；根據(jù)氧化還原原理以及原子守恒，寫出離子反應方程式即可；
（3）稀硝酸可把+1價Cu氧化為+2價Cu，同時被還原為NO，根據(jù)氧化還原規(guī)律可寫成離子方程式；HNO₃的總量為0.6×2=1.2mol，作為氧化劑反應的HNO₃被還原為NO，其物質(zhì)的量為：4.48L÷22．L/mol=0.2mol，那么起到酸性作用的HNO₃為：1.2mol-0.2mol=1mol，這部分HNO₃轉(zhuǎn)化為了Cu（NO₃）₂，根據(jù)元素守恒計算即可．

解答： 解：（1）Cu₂S+O₂

△   .

2Cu+SO₂反應中化合價發(fā)生降低的元素有Cu和O，則被還原的元素為Cu和O，故答案為：Cu、O；
（2）少量銅絲放入適量的稀硫酸中銅絲不與稀硫酸反應，但加入H₂O₂后由于雙氧水具有強氧化性，在酸性條件下可以把銅氧化成二價銅離子，所以離子方程式為：Cu+2H⁺+H₂O₂=Cu²⁺+2H₂O；因為H₂O₂在較高溫度時更容易分解，所以溫度控制在50℃-60℃，可以防止H₂O₂分解；根據(jù)氧化還原原理，Cu²⁺把SO₃²?氧化為SO₄²?，根據(jù)原子守恒，反應物除Cu²⁺、Cl?、SO₃²?外，還有H₂O，產(chǎn)物還有H⁺，配平得：Cu²⁺+2Cl^-+SO₃^2-+H₂O

△   .

CuCl↓+SO₄^2-+2H⁺，
故答案為：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價Cu氧化為+2價Cu，同時被還原為NO，根據(jù)氧化還原規(guī)律可寫成離子方程式；HNO₃的總量為0.6×2=1.2mol，作為氧化劑反應的HNO₃被還原為NO，其物質(zhì)的量為：4.48L÷22．L/mol=0.2mol，那么起到酸性作用的HNO₃為：1.2mol-0.2mol=1mol，這部分HNO₃轉(zhuǎn)化為了Cu（NO₃）₂，根據(jù)元素守恒可知，原化合物中Cu元素的物質(zhì)的量與起到酸性作用的HNO₃的物質(zhì)的量之比為1：2，H₂還原最終得到Cu為：1mol÷2×64g/mol=32g；若混合物中含0.2 mol Cu，根據(jù)氧化還原反應電子得失總數(shù)相等可得：2×0.2mol+2×n（Cu₂O）=3×0.2mol，n（Cu₂O）=0.1mol，根據(jù)題目所給信息Cu₂O與稀硫酸反應，溶液呈藍色，說明生成了Cu²⁺，離子方程式為：Cu₂O+2H⁺=Cu²⁺+Cu+H₂O，則0.1mol Cu₂O完全反應需要H₂SO₄0.1mol n（CuO）=0.5mol-0.2mol-2×0.1mol=0.1mol，0.1molCuO 完全反應需要H₂SO₄0.1mol，所以共消耗H₂SO₄的物質(zhì)的量為0.2mol，
故答案為：3 Cu₂O+14 H⁺+2 NO₃^-=6 Cu²⁺+2 NO↑+7 H₂O；32；0.2．

點評：本題考查電子轉(zhuǎn)移數(shù)目的計算、化學方程式和離子方程式的書寫、反應條件的分析以及化學計算．