Question

10．現有銅與另一種金屬的混合物粉末，另一種金屬可能是鎂、鐵、鋅中的一種，現欲測定其組成．
【查閱資料】（1）鎂、鐵、鋅皆能與稀硫酸發生置換反應，且生成+2價的可溶性金屬硫酸鹽和氫氣．
（2）相對原子質量：Mg-24、Fe-56、Zn-65
【實驗步驟及數據】取該混合物粉末8.0g放入燒杯中，將140.0g 14.0%的稀硫酸分四次加入該燒杯中，充分反應后，測得剩余固體質量數據記錄如下：

次數	1	2	3	4
加入稀硫酸的質量/g	35.0	35.0	35.0	35.0
剩余固體的質量/g	6.821	5.6	4.4	4.2

通過計算（寫出計算過程），求：
（1）該混合物粉末中銅的質量分數？
（2）該混合物粉末中另一金屬為何種金屬？
（3）第三次加入硫酸充分反應后，所得溶液中溶質的質量分數是多少？

Answer 1

分析 （1）銅不能與酸發生置換反應，因此，當金屬混合物粉末與足量稀硫酸完全反應后，剩余固體質量即為銅的質量；
（2）由于35克硫酸參加反應金屬每減少1.2克，由此可以求出第四次參加反應硫酸的質量，根據參加反應金屬的質量與參加反應硫酸的質量計算金屬的相對原子質量；根據相對原子質量判斷金屬元素；
（3）第三次加入硫酸充分反應后，由于金屬有剩余因而所加稀硫酸完全反應，所得溶液為金屬的硫酸鹽溶液；根據反應的化學方程式則消耗金屬的質量計算出反應生成硫酸鹽的質量，所得質量與溶液的質量比即得溶液的質量分數；反應后所得溶液的質量由質量守恒定律進行求得．

解答 解：
（1）分析表格發現，前三次每加入35g硫酸，剩余固體的質量就減少1.2g，但是第四次加入35g硫酸，剩余固體的質量減少0.2g，說明另一種金屬已經全部參加反應，剩余固體就是銅，所以銅的質量為4.2g．該混合物粉末中銅的質量分數=$\frac{4.2g}{8g}$×1005=52.5%；
（2）設該金屬的相對分子質量為X，該金屬為M． 
以第一次加入35g硫酸為例，純硫酸的質量是35g×14%=4.9g．
 M+H₂SO₄═MSO₄+H₂↑
 x     98
1.2g   4.9g
$\frac{x}{1.2g}=\frac{98}{4.9g}$
∴解得x=24，
根據相對原子質量表，則該金屬為Mg．
（3）設MgSO₄的質量為y，H₂的質量為z．
第三次加入硫酸以后，總共加入硫酸的質量是35g×3=105g，則純硫酸的質量是105g×14%═14.7gg．
Mg+H₂SO₄═MgSO₄+H₂↑
     98   120   2
     14.7g  y    z
$\frac{98}{14.7g}=\frac{120}{y}=\frac{2}{z}$
y=18g
z=0.3g
MgSO₄溶液的質量分數為：$\frac{18g}{105g+3.6g-0.3g}$×100%≈16.6%
答：該混合物粉末中銅的質量分數是52.5%；該混合物粉末中另一金屬為金屬鎂；第三次加入硫酸充分反應后，所得溶液中溶質的質量分數是16.6%．

點評 根據質量守恒定律，第三次加入稀硫酸充分反應后所得溶液的質量=參加反應金屬的質量+三次所加稀硫酸的質量-反應放出氫氣的質量；利用根據守恒定律化復雜的溶液計算為簡便明了．