使一定量的锌与100ml18.5mol/l浓硫酸充分反应,锌完全溶解,同时生成标况下的气体A 33.6L,将反应后的溶液稀释至1L,测的溶液中c（H+)=0.1MOL/L,最终消耗锌的质量和开始产生氢气时硫酸的浓度分别为?

这道题有点复杂,但是我们可以理清各种元素的变化途径,然后解题思路就一目了然啦.分析：首先,锌的质量不知道,不可能通过锌来计算；其次,浓硫酸的物质的量为1.85x2=3.7mol,根据题意可知,一部分浓硫酸跟锌反应生成SO2（Zn+2H2SO4=ZnSO4+SO2+2H2O）,当其浓度降低时,就与锌发生置换反应(Zn+H2SO4=ZnSO4+H2).对于硫酸的物质的量是一个已经量,我们可以它为线索来理清关系,对于S元素,其最终形态只有硫酸根与二氧化硫,但是其反应量不清楚,故只剩下氢离子可以用来计算.
设,锌与浓硫酸反应时消耗氢离子为xmol,锌与稀硫酸反应消耗氢离子为ymol.而反应完成后,溶液中还剩余的氢离子的物质的量为1x0.1mol=0.1mol.故反应消耗总的氢离子为x+y=1.85x2-0.1=3.6mol
锌与浓硫酸反应的离子方程式为
Zn + 4H^+ + SO4^2- = Zn^2+ + SO2 + 2H2O
1mol 4mol 1mol 2mol
=0.25xmol xmol =0.25xmol =0.5xmol
锌与稀硫酸反应的离子方程式
Zn + 2H^+ = Zn^2+ + H2
1mol 2mol 1mol
=0.5ymol ymol =0.5ymol
由于反应生成的气体在标况下为33.6l,即1.5mol,故0.25x+0.5y=1.5
联立x+y=3.6与0.25x+0.5y=1.5可解得x=1.2mol y=2.4mol
综上所述,当反应消耗1.2mol氢离子后,即0.6mol浓硫酸后,反应开始发生置换反应,此时的硫酸浓度为n/v,其中n=1.85mol-1.2/2mol=1.25mol,而水的体积为100+nH2Ox18/1=100+0.6x18/1=110.8ml,故浓度为1.25mol/110.8ml=11.28mol/l（如果不考虑水的生成浓度为1.25mol/100ml=12.5mol/l）
最终消耗的锌的质量为（0.25x+0.5y）X65=（0.3+1.2）X65=97.5g
希望能帮上楼主哈.如果过程有不清楚的,可以继续追问哈.