Question

9．黃銅礦是工業煉銅的主要原料，其主要成分為CuFeS₂，現有一種天然黃銅礦（含SiO₂），為了測定該黃銅礦的純度，某同學設計了如圖1實驗：

現稱取研細的黃銅礦樣品23g，在空氣存在下煅燒，生成Cu、Fe₃O₄和SO₂氣體，實驗后取d中溶液的$\frac{1}{10}$置于錐形瓶中，恰好與50mL 0.2mol/L H₂S溶液完全反應．
（1）裝置a的作用是BD（填標號）．
A．除去SO₂氣體               B．除去空氣中的水蒸氣
C．有利于氣體混合            D．有利于觀察空氣流速
（2）上述反應結束后，仍需通一段時間的空氣，其目的是使反應生成的SO₂全部進入d裝置中，使結果精確．
（3）通過計算可知，該黃銅礦的純度為60%．去除實驗裝置c，黃銅礦的純度的測定結果將偏�。ㄌ睢捌�大”、“偏小”或“不變”）．
（4）若用圖2裝置替代實驗裝置d，同樣可以達到實驗目的是②（填序號）．
（5）若將原裝置d中試液改為足量Ba（OH）₂溶液，測得的黃銅礦純度會產生誤差，假設實驗操作均正確，可能的原因主要有空氣中的CO₂與Ba（OH）₂反應生成BaCO₃沉淀或BaSO₃被氧化成BaSO₄．

Answer 1

分析 該實驗原理是：根據黃銅礦受熱分解產生的二氧化硫的量的測定（二氧化硫可以用碘水來標定），結合元素守恒可以確定黃銅礦的量，進而計算其純度．
（1）濃硫酸可以將水除去，還可以根據冒出氣泡的速率來調節空氣流速；
（2）二氧化硫全部被吸收是實驗成敗的關鍵；
（3）已知發生的反應有8CuFeS₂+21O₂$\frac{\underline{\;高溫\;}}{\;}$8Cu+4FeO+2Fe₂O₃+16SO₂，I₂+SO₂+2H₂O═H₂SO₄+2HI，I₂+H₂S=S↓+2HI，根據消耗50mL 0.2mol/L H₂S溶液及其碘單質的物質的量求出CuFeS₂的物質的量和質量，再根據樣品的質量求出質量分數；去掉c裝置氣體中二氧化硫在水溶液中會和氧氣反應，測定結果偏�。�
（4）二氧化硫和單質碘之間發生氧化還原反應，根據消耗碘單質的量可以確定二氧化硫的量，進而確定黃銅礦的純度；
（5）二氧化碳和二氧化硫均可以和氫氧化鋇反應生成白色沉淀，亞硫酸鋇易被氧化為硫酸鋇．

解答 解：該實驗原理是：根據黃銅礦受熱分解產生的二氧化硫的量的測定（二氧化硫可以用碘水來標定），結合元素守恒可以確定黃銅礦的量，進而計算其純度．
（1）裝置a中的濃硫酸可易吸收空氣中的水蒸氣，同時根據冒出的氣泡的速率來控制氣體的通入量；故答案為：BD；
（2）黃銅礦受熱分解生成二氧化硫等一系列產物，分解完畢后仍然通入空氣，可以將產生的二氧化硫全部排出去，使結果精確，
故答案為：使反應生成的SO₂全部進入d裝置中，使結果精確；
（3）已知發生的反應有8CuFeS₂+21O₂$\frac{\underline{\;高溫\;}}{\;}$8Cu+4FeO+2Fe₂O₃+16SO₂，I₂+SO₂+2H₂O═H₂SO₄+2HI，
取d中溶液的$\frac{1}{10}$置于錐形瓶中，恰好與50mL 0.2mol/L H₂S溶液完全反應，根據I₂+H₂S=S↓+2HI，即剩余I₂的量為：0.05mol/L×0.2L×10=0.1mol，
再根據反應方程式I₂+SO₂+2H₂O═H₂SO₄+2HI，得消耗I₂的量為0.25mol-0.1mol=0.15mol，所以生成二氧化硫物質的量為0.15mol，再根據8CuFeS₂+21O₂$\frac{\underline{\;高溫\;}}{\;}$8Cu+4FeO+2Fe₂O₃+16SO₂，所以黃銅礦的質量是：0.15mol×$\frac{1}{2}$×184g/mol=13.8g，
所以其純度是：$\frac{13.8}{23}$×100%=60%，
去掉c裝置氣體中二氧化硫在水溶液中會和氧氣反應，反應的化學方程式為：2SO₂+O₂+H₂O=2H₂SO₄，測定結果偏小，
故答案為：60%；偏��；
（4）用如圖2裝置替代上述實驗裝置d，不能用③，原因是前面通入的空氣中也會占據一部分氣體體積，所以根據液面上升的高度可以確定生成的量，進而根據元素守恒來確定黃銅礦的純度，故答案為：②；
（5）空氣中的CO₂與Ba（OH）₂反應可以生成BaCO₃沉淀，此外BaSO₃被氧化成BaSO₄均可以導致所以的沉淀的量比二氧化硫和氫氧化鋇反應生成的白色沉淀的量多，
故答案為：空氣中的CO₂與Ba（OH）₂反應生成BaCO₃沉淀或BaSO₃被氧化成BaSO₄．

點評 本題考查了探究黃銅礦的純度，涉及了實驗原理的分析應用、純度計算、實驗方案的評價等知識，題目難度中等，試題側重考查學生的分析、理解能力及靈活應用基礎知識的能力．