Question

高一一道化学计算题题，求详细过程！

由铜片、锌片和300ml稀硫酸组成的原电池中，当铜片上放出3.36L气体时，硫酸恰好用完，产生这些气体消耗多少克锌？有几个电子通过了导线？原系硫酸的物质的量浓度为多少mol·L/？再写出相应的电极反应式。需要详细过程，谢谢！

Answer 1

电极反应式(设锌的消耗质量为m）
正极：2H++2e-==H2箭头
负极：Zn-2e-==Zn2+
总反应：Zn + 2H+ == Zn2+ + H2箭头
1mol 2mol 1mol 1mol
65g 2mol 22.4L(标准状况下）
m n(H+) 3.36L
解得，m=9.75g n(H+)=0.3mol
锌从0价升高到了+2价，转移了2个电子，对应的1mol锌能转移2mol电子，那么计算得到锌的物质的量是0.15mol，有0.3mol电子通过了导线，利用公式N=n*Na=0.3*6.02*10(23)个电子通过了导线
硫酸的物质的量n(H2SO4)=1/2n(H+)=0.15mol
c(H2SO4)=n(H2SO4)/v=0.15mol/300ml=0.15mol/0.3L=0.5mol/L

Answer 2

负极：Zn-2e-==Zn2+
正极：2H+ +2e-==H2
总反应式 Zn + H2SO4 == ZnSO4 + H2
1 1 22.4L
n1 n2 3.36L
解得 n1 =0.15mol n2=0.15mol
所以消耗锌的质量为 m = n1*M=0.15*65 g=9.75g
注意的电子数为 n1*2=0.3mol
原稀硫酸的物质的量浓度为：0.15mol/0.3L=0.5mol/l

Answer 3

负极：Zn-2e-==Zn2+
正极：2H+ +2e-==H2
总反应式 Zn + H2SO4 == ZnSO4 + H2
1 1 22.4L
n1 n2 3.36L
解得 n1 =0.15mol n2=0.15mol
所以消耗锌的质量为 m = n1*M=0.15*65 g=9.75g
电子数， Zn-2e-==Zn2+；即 n1*2=0.3mol；N=n1*NA=0.3*6.02*10(23)=1.806*10(23)个
原稀硫酸的物质的量浓度为：c(H2SO4)=n(H2SO4)/V(H2SO4)= 0.15mol/0.3L=0.5mol/l