Question

(16分)銅及其化合物在生產(chǎn)和生活實際中應(yīng)用廣泛。

Ⅰ．某學(xué)習(xí)小組對粗銅提純(電解精煉)后的陽極泥(主要成分為銀、金)進(jìn)行如下實驗。

（1）操作③所需的儀器有：燒杯、 。

（2）稀硝酸處理陽極泥得到硝酸銀稀溶液，寫出該步反應(yīng)的化學(xué)方程式_____ _。

（3）為了回收金，他們查閱了有關(guān)資料如下表：

編號	常溫下反應(yīng)	化學(xué)平衡常數(shù)
反應(yīng)1	Au + 6HNO3 Au(NO3)3 + 3NO2↑+ 3H2O	＜10?5
反應(yīng)2	Au3+ + Cl? [AuCl4] ?	＞105

從資料中可知，常溫下金很難與硝酸反應(yīng)，但卻可溶于王水(濃硝酸與濃鹽酸體積比為1∶3的混合物)。請你運用化學(xué)平衡移動原理，簡要說明金能溶于王水的原因： 。

Ⅱ．實驗室用銅制備CuSO4溶液有多種方案，某實驗小組給出了以下三種方案：

請回答有關(guān)問題：

（4）甲方案：將6.4g銅絲放到90 mL 1.5 mol·L-1的稀硫酸中，控溫在50℃。加入40 mL 10%的H2O2，反應(yīng)0.5小時，升溫到60℃，持續(xù)反應(yīng)1小時后，經(jīng)一系列操作，得CuSO4·5H2O 20.0 g【已知有關(guān)摩爾質(zhì)量：M(Cu)=64 g/mol， M(CuSO4·5H2O) =250 g/mol】。

①反應(yīng)時溫度控制在50℃~60℃，不宜過高的原因是 ；

②本實驗CuSO4·5H2O的產(chǎn)率為 。

（5）乙方案：將空氣或氧氣直接通入到銅粉與稀硫酸的混合物中，發(fā)現(xiàn)在常溫下幾乎不反應(yīng)。向反應(yīng)液中加少量FeSO4，即發(fā)生反應(yīng)，生成硫酸銅。反應(yīng)完全后，加物質(zhì)A調(diào)節(jié)pH至4 ，然后過濾、濃縮、結(jié)晶。

①物質(zhì)A可選用以下的 （填序號）；

A．CaO B．NaOH C．CuCO3 D．Cu2(OH)2CO3 E．Fe2(SO4)3

②反應(yīng)中加入少量FeSO4可加速銅的氧化，F(xiàn)eSO4的作用是 ；

（6）丙方案：為了節(jié)約原料，硫酸和硝酸的物質(zhì)的量之比最佳為，n(H2SO4)：n(HNO3)= 。

 

Answer 1

Ⅰ．（1）漏斗、玻璃棒；（2分） （2）3Ag +4HNO3(稀)=3AgNO3+NO↑＋2H2O（2分）

（3）濃鹽酸含有大量Cl-，Au3+與Cl-形成穩(wěn)定的AuCl4-離子，使反應(yīng)②平衡向右移動，使金溶于王水中；（2分）

Ⅱ．（4）①雙氧水受熱易分解造成損耗（2分）； ②80％（3分）

（5）①CD（2分）； ②作催化劑（或起催化作用）（2分） （6）3:2（2分）

【解析】

試題分析：Ⅰ．（1）過濾所需的玻璃儀器有：燒杯、漏斗、玻璃棒，故答案為：漏斗、玻璃棒；

（2）稀硝酸的還原產(chǎn)物是NO，所以銀與稀硝酸反應(yīng)的離子方程式為3Ag +4HNO3(稀)＝3AgNO3+NO↑＋2H2O；

（3）根據(jù)表中的信息，Au+6HNO3（濃）＝Au（NO3）3+3NO2↑+3H2O，并且Au3++4Cl-＝AuCl4-，在王水中，含有濃硝酸和濃鹽酸，濃鹽酸含有大量氯離子，Au3+離子與氯離子形成穩(wěn)定的AuCl4-離子，使反應(yīng)2平衡向右移動，則金溶于王水中；

Ⅱ．（4）①由于雙氧水受熱易分解生成氧氣和水，因此溫度不易過高的原因是雙氧水受熱易分解造成損耗；

②6.4g銅的物質(zhì)的量是0.1mol，理論上應(yīng)該生成膽礬0.1mol，其質(zhì)量是0.1mol×250g/mol＝25g，為實際生產(chǎn)了20g，所以產(chǎn)率是×100%＝80％；

（5）①加入A物質(zhì)的目的是除去亞鐵離子，由于不能引入雜質(zhì)，因此氧化鈣、氫氧化鈉和硫酸鐵均不能選擇，答案選CD；

②硫酸亞鐵易被氧氣氧化生成硫酸鐵，而硫酸鐵能溶解銅生成硫酸銅和硫酸亞鐵，所以硫酸亞鐵的作用是作催化劑（或起催化作用）；

（6）要節(jié)約原料，則硝酸應(yīng)該全部被還原為NO，則根據(jù)方程式3Cu＋8H＋＋2NO3－＝Cu2＋＋4H2O＋2NO↑。其中硝酸是一元酸，硫酸是二元酸，則要提供8mol氫離子，則消耗硝酸2mol，硫酸是3mol，即n(H2SO4)：n(HNO3)=3:2。

考點：考查化學(xué)實驗基本操作、外界條件對平衡狀態(tài)的影響、硫酸銅制備的有關(guān)判斷與計算