锌于浓硫酸的反应

Question

使一定量锌与100ml18.5mol每升的浓硫酸充分反应，锌完全溶解，同时生成标准状况下气体33.6L，将放映后溶液稀释至1L，测得其PH=1.0，最终消耗锌的质量和开始产生氢气时硫酸的浓度为？
要写出具体的过程及原理

Answer 1

浓硫酸有强氧化性，加热能与锌反应生成二氧化硫：
Zn+2H2SO4(浓)==加热==Zn2+ +SO4 2-+SO2↑+2H2O
当反应进行到一定程度，硫酸浓度下降，硫酸失去强氧化性，发生置换反应生成氢气：
Zn+H2SO4====ZnSO4+H2↑
不管是生成SO2还是H2，1mol硫酸转移的电子数都是2mol，因此可以通过电子守恒直接求出锌的消耗量x：65g/x=22.4L/33.6L
x=97.5g
设生成气体中SO2和H2的物质的量分别为a，b（单位为mol）
则a+b=22.4/33.6=1.5mol
根据两个反应方程式，可以得出：
每生成1molSO2消耗4molH+，每生成1molH2消耗2molH+
根据反应前硫酸的浓度、体积，以及反应后溶液的pH、体积，可以算出反应后消耗的H+的物质的量：0.1L*18.5mol/L*2-10^(-1)mol/L*1L=3.6mol
根据以上3行的叙述可以列出方程：
4a+2b=3.6mol
求解方程组：
a+b=1.5mol
4a+2b=3.6mol
得出a=0.3mol，b=1.2mol
生成0.3molSO2。
所以刚生成H2时消耗的H+的物质的量为4a=1.2mol，
最后算出此时硫酸的浓度为（0.1L*18.5mol/L*2-1.2mol）/0.1L/2=12.5mol/L