Question

使一定量的锌与100ml、18.5mol•L^-1的浓硫酸充分反应，锌完全溶解

同时生产标准状况下的气体A共33.6L，将反应后的溶液稀释到1L，测得该溶液中c（H＋）=0.1mol•L^-1
1.分析反应过程中气体产物的变化情况，并用化学方程式及必要的文字加以说明
2.求气体A中各成分的体积比
3.向反应后的溶液中加入足量的BaCl2溶液，求可生成沉淀的质量

Answer 1

总的浓硫酸：1.85mol
发生反应 (1) Zn+ 2H2SO4 == ZnSO4 + SO2（g，0.5x mol） +2H2O , 设消耗H2SO4 x mol
(2) Zn + H2SO4 == ZnSO4 + H2 （g，y mol） ，设消耗H2SO4 y mol
由于反应后的溶液稀释到1L，测得该溶液中c（H＋）=0.1mol•L^-1 ， 两步反应后
还剩 H2SO4 ：0.1×1/2 = 0.5 mol ，即 1.85 -x -y = 0.5
标况下气体 33.6L，即 0.5x+ y = 33.6/22.4
解得 x= 0.6 y=1.2

接下来不难计算 A中SO2和H2 体积比为x/2: y=1:4
剩余（ SO4 ）2- ：1.85-0.5x=1.82 mol
可生成沉淀的质量 1.82×233=424.06g

Answer 2

1、Zn + H2SO4(浓) = ZnSO4 + SO2(气) + H20 Zn + H2SO4(稀) = ZnSO4 + H2O(气)
浓硫酸具有强氧化性，而Zn是一种还原性的金属，从而使高价太的S得到电子变成+4的S，反应不断进行硫酸的浓度慢慢变稀导致其氧化性慢慢的降低，而转为一酸性作为其主要性质，从而有第二个活性金属和酸反应的通用反应式！
2、有【H+】的浓度得知：反应后n(H) = C(H+) * 1=0.1mol
原溶液的H+浓度为：18.5 mol•L^-1* 0.1L * 2 = 3.7mol （记得单位统一）
得反应了的硫酸浓度为： （3.7-0.1）/2 = 1.8 mol
根据上述的方程式，可以设 生产SO2 的量为 x mol 则H2 的量为(33.6/22.4 - x)即（1.5 - x）mol
有两方程式，求的分别消耗硫酸的量：生产SO2时消耗的量：2x mol 生产H2 消耗的硫酸的量：（1.5 - x） 则有 2x + （1.5 - x）= 1.8 得 x = 0.3 mol
故：生产SO2的体积为：0.3 mol * 22.4 = 6.72 L H2的体积 33.6 - 6.72 = 26.88
V(SO2) :V(H2) = 1:4
3、n（SO42-）= 1.85mol - 0.3 mol = 1.55mol
Ba2+ + SO4 2- = BaSO4 即为 1.55 * 233 =？