Question

求解一道化学题---

锌与100 mL 18.5 mol·L-1的浓硫酸充分反应后，锌完全溶解，同时生成气体甲 33.6L（标准状况）。将反应后的溶液稀释至1 L，测得溶液中c（H+）=0.1
mol/L，下列叙述正确的是
A．反应中共消耗1.85 mol H2SO4 B．反应中共消耗97.5 g
Zn
C．反应中共转移6 mol电子 D．气体甲中SO2与H2的体积比为4:1

Answer 1

锌与浓硫酸反应，硫酸较浓时生成SO2（每生成1mol转移2mol电子），硫酸变稀时生成H2（每生成1mol也转移2mol电子）。总共生成了33.6L气体（也就是1.5mol），故转移了3mol的电子，所以C错误。
因为转移了3mol电子，故有1.5mol Zn被氧化，所以消耗Zn的质量为1.5×65=97.5g，B正确。
反应完后，氢离子浓度为0.1mol/L，也就是还剩氢离子0.1mol，而硫酸中总共有氢离子3.7mol，也就是说反应消耗了氢离子3.6mol。故A错误。
根据反应方程式，每生成1mol SO2消耗4mol H+，每生成1mol H2消耗2mol H+，由此可计算出生成0.3mol SO2，1.2mol H2，故D错误。
因此选B

Answer 2

答案选B
初始n(H2SO4)=1.85mol n(H+)=3.7mol
气体n1=1.5mol
Zn+2H2SO4(浓)=ZnSO4+SO2+2H2O
Zn+2H2SO4(稀)=ZnSO4+H2
设SO2物质的量为Xmol,H2物质的量为Ymol
联立方程1]X+Y=1.5
2]4X+2Y+0.1=3.7
解得X=0.3 Y=1.2
所以消耗的锌可算出为1.5mol m=1.5x65=97.5g
转移电子n(e)=1.5x2=3mol
剩下两个自己肯定会算了吧！

Answer 3

选B。A：100 mL 18.5 mol·L-1的浓硫酸中n(H+)=3.7mol，稀释后的溶液中n(H+)=0.1mol，所以，反应中共消耗了3.6mol的硫酸。
B：锌与浓硫酸反应生成SO2，与稀硫酸反应生成H2，这两者在反应中都是转移2mol的电子，生成的气体共33.6L(即1.5mol)。故总共转移了3mol的电子，那么消耗了1.5mol的Zn，m(Zn)=65x1.5=97.5g。
C：锌与浓硫酸反应生成SO2，与稀硫酸反应生成H2，这两者在反应中都是转移2mol的电子，生成的气体共33.6L(即1.5mol)，故总共转移了3mol的电子。
D：根据反应方程式可得，每生成1mol SO2消耗4mol H+，每生成1mol H2消耗2mol H+，再根据电子转移守恒，可算出生成0.3mol SO2、1.2mol H2，即SO2与H2的体积比为1:4。

Answer 4

选B