1.92克铜投入到一定量浓硝酸中,铜完全溶解,生成的气体颜色由深变浅

解析：Cu+HNO3-->Cu(NO3)2+NO(^)+NO2(^)+H2O根据N守恒:消耗硝酸中的N=Cu(NO3)2中的N+NOx中的N则有:n(HNO3)=2n[Cu(NO3)2]+n(NOx)

n(Cu)1.92g/64g/mol=0.03mol气体,0.672L22.4L/mol=0.03molCu+4HNO3（浓）==Cu(NO3)2+2NO2(向上箭头）+H2oxmol2xmol3Cu

1.12L气体中N为1.12/22.4==0.05mol即被还原的NO3-为0.05mol1.92Cu为1.92/64==0.03ml则Cu(NO3)2为0.03mol则未被还原的NO3-为0.03*

可知1.92克的铜为0.03摩尔.则因为铜被全部溶解,说明铜全部变为了二价铜离子.则铜在反应过程中失去的电子的数目为0.06摩尔.即N元素得到的电子数目为0.06摩尔.因为NO和NO2通入水中,再通入

这道题不必纠缠中间NO、NO2的过程,直接看最后结果.由于最后气体恰好完全溶于水,说明N元素完全以硝酸根形式出现,即根本没有参与到对铜的氧化中.那么铜是谁氧化的呢?显然是氧气.反应结束后铜以Cu2+形

1.92g Cu的物质的量为n（Cu）=1.92g64g/mol=0.03mol，反应时失去电子数目为2×0.03mol=0.06mol，反应整个过程为HNO3CuNO、NO2O2HNO3，

m(Cu)=19.2/64=0.3moln混合气体=11.2/22.4=0.5molCu---------2e1mol2mol0.3molx=0.6molHNO3--------NO2--------

D．只含Cu2＋、Fe3＋、Zn2＋C．①②③

这里的反应有：1.Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2+2H2O2.3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O3.4NO2+O2+2H2O=4HNO34.4NO+3O

结果是对的吧?如果一定说过程有问题,那也就是计算消耗氧气物质的量的时候,是0.06-0.01(5-2)不是5-3,那个地方写错了,不过结果是对的.

这其实是个二传手电子守恒反应铜投入一定量的浓硝酸生成含N的化合物电子给了N（只是降低的）然后此气体的容器倒扣在水中通过标准状况下一定体积的O2气体完全溶于水含N的化合物又变回了硝酸而电子却给了O变相的

此题掌握规律比较容易.在反应过程中,铜原子失去的电子给了氮原子,氮原子又把得到的电子转给了氧气分子.即铜原子失去的电子=氧气分子得到的电子.设通入氧气分子的物质的量为X（1.92g/64g/mol)*

0.672L的气体——0.03mol的气体——0.03mol的N1.92g的Cu——0.03mol的铜设混合气体中有xmol的NO,ymol的NO2则x+y=0.032NO——3Cu2NO2——Cu所

我们从电子守恒的观点看开始HNO3得到电子生成NO和NO2,Cu失去电子行程Cu2+后来加入氧气之后O2得到电子,NO和NO2失去电子共同形成HNO3则到头来NO和NO2吧从Cu里得到的电子给了O2,

这种用化学计量比的方法当然可行,从实质上说它其实也是得失电子守恒的方法.再问：算到这里然后我就不知到底怎么往下算了，所求为需要O2的量......再答：4NO2+O2+2H2O==4HNO34NO+3

A首先计算得出同样质量的铁和镁,镁能失去的电子多,设2.4克金属都是镁的话反应后得到的气体体积就是1.12L,但是如果全是镁,则灼烧后得到的氧化镁该是4.0克,所以其中肯定有铁,所以得到的气体肯定没有

铜是0.03mol,失去e-0.06mol,0.05mol气体得到0.6mol电子,如果全是NO2,应该是0.06mol,现只有0.05mol,所以该气体一定是NO2和NO的混气,含N0.05mol,

HNO3有三个去向Cu(no3)2中由铜守恒0.3*2=0.6molNo和NO2一共1.12L即0.05mol无论两者何种比例N都为0.05所以一共消耗了0.11mol硝酸

利用电子守恒来做铜为1.92/64=0.03mol失去电子0.06mol最后得到电子的是氧元素从0到-2价所以氧元素物质的量为0.06/2=0.03mol即氧气为0.015mol体积为0.015x22

首先要考虑硝酸把铁氧化成2价铁（铁过量）还是3价铁（酸过量）.1）当为三价铁时,最后产物为Fe2O3,而镁则变成MgO,则灼烧过程吸收氧气的质量为3.6g-2.4g=1.2g,即摩尔质量为1.2g/1