Question

【題目】以黃銅礦（主要成分二硫化亞鐵銅CuFeS2為原料，用Fe2(SO4)3溶液作浸取劑提取銅，總反應的離子方程式是：CuFeS2+4Fe3+=Cu2++5Fe2++2S

（1）上述總反應的原理如圖1所示。正極的電極反應式是_______________________________。

（2）一定溫度下，控制浸取劑pH=1，總體積為1L，取三份相同質量黃銅礦粉末分別進行實驗，結果如圖2：

實驗	操作
I	加入足量0.100 molL-1Fe2(SO4)3溶液
II	加入足量0.100 molL-1Fe2(SO4)3溶液，通入空氣
Ⅲ	加入足量0.100 molL-1Fe2(SO4)3溶液，再加入少量 0.000500 molL-1Ag2SO4溶液

①曲線IV是在實驗I的基礎上改變溶液的pH所得實驗結果，請分析pH從2到3，Cu2+浸出率明顯下降的原因____________________________(用離子方程式描述)。

②對比實驗I、Ⅱ，通入空氣，Cu2+浸出率提髙的原因是_________________________。

③由實驗Ⅲ推測，在浸取Cu2+過程中Ag+作催化劑，催化原理是：

i . CuFeS2+4Ag+=Fe2++Cu2++2Ag2S

ii.……

寫出上述ii的離子方程式_____________________________________________。

為證明該催化原理，進行如下實驗：

a.取少量黃銅礦粉末，加入少量0.0005mol·L-lAg2SO4溶液，充分混合后靜置。取上層淸液，加入稀鹽酸，觀察到溶液中_______________________，證明發(fā)生反應i

b.取少量Ag2S粉末，加入________________溶液，充分混合后靜置。取上層淸液，加入稀鹽酸，有白色沉淀，證明發(fā)生反應ii

④若實驗中樣品含銅a mol，則實驗I的平衡常數K=_____________（雜質不參與反應，只要求列出計算式，不必算出結果）。

（3）為了進一步研究上述實驗Ⅲ結論的可靠性，査得資料Ksp(Ag2S)=6.4×10-50，Ksp(AgCl)=1.8×10-10，試計算，使飽和Ag2S溶液中的Ag+開始轉化為AgCl沉淀所需鹽酸的最低濃度為____________ mol/L （己知≈2.5）。

Answer 1

【答案】 Fe3++e-=Fe2+ 2Fe3++3H2O2Fe(OH)3+3H+ 通入O2后，F(xiàn)e2+被氧化為Fe3+， c(Fe2+)降低，c(Fe3+)升高，平衡正向移動 Ag2S+2 Fe3+=2Ag++2 Fe2++ S 無明顯現(xiàn)象 Fe2(SO4)3溶液 K= 3.6×106【不可能達到的濃度，側面說明a的檢驗方法可行】

【解析】（1）考查電極反應式的書寫，正極是得到電子，化合價降低，根據圖，Fe3＋在正極上參加反應，電極反應式為Fe3＋＋e－=Fe2＋；（2）考查鹽類水解、平衡的移動、化學平衡常數，①浸取劑是Fe2(SO4)3，屬于強酸弱堿鹽，Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，pH從2到3，溶液中c(H＋)降低，平衡向正反應方向進行，生成Fe(OH)3，c(Fe3＋)降低，平衡向逆反應方向移動，Cu2＋浸取率降低；②Fe2＋以還原性為主，容易被氧氣氧化成Fe3＋，溶液中c(Fe3＋)增大，平衡向正反應方向移動，Cu2＋浸取率提高；③因為Ag＋是催化劑，因此反應后仍然生成Ag＋，且Fe3＋參加反應，因此ii的反應是Ag2S＋2Fe3＋=2Ag＋＋2Fe2＋＋S；a、因為加入少量Ag2SO4溶液，反應i，溶液中沒有Ag＋存在，因此加入鹽酸后，沒有沉淀產生，即無現(xiàn)象；b、根據ii的反應，應加入Fe2(SO4)3溶液，混合后靜置，取上層清液，加入稀鹽酸，有白色沉淀產生，說明反應ii發(fā)生；④CuFeS2+4Fe3+ Cu2++5Fe2++2S

起始： a 0.2 0 0

變化：0.98a 4×0.98a 0.98a 5×0.98a

平衡： (0.2－4×0.98a) 0.98a 5×0.98a 根據平衡常數的定義，K= ==；（3）本題考查溶度積的計算，飽和Ag2S溶液中c(Ag＋)= mol·L－1=5×10－17mol·L－1，加入Cl－，AgCl達到飽和，至少需要的c(Cl－)= =3.6×106mol·L－1，因此出現(xiàn)氯化銀沉淀，需要鹽酸的最低濃度為3.6×106mol·L－1。