题目内容

4.(1)m g铁屑与含有 n gHNO3的硝酸溶液恰好完全反应,若 m:n=1:2.7,该反应的化学方程式为5Fe+12HNO3=5Fe(NO32+N2↑+6H2O(假设还原产物只有一种,且只生成一种盐)
(2)含 n g HNO3的稀硝酸溶液恰好使5.6g铁粉完全溶解,若有 n/4gHNO3被还原成NO(无其它还原产物)则 n 的范围为16.8≤n≤25.2
(3)某条件下锌和硝酸反应时的物质的量之比为2:5,此时硝酸的还原产物是N2O或NH4NO3

分析 (1)根据Fe与硝酸的质量之比求出,其物质的量之比,根据电子守恒求出反应产物中N、Fe的化合价,再写出反应方程式;
(2)采用极限法分析,假设生成的硝酸盐为硝酸铁或硝酸亚铁,据此确定n的范围;
(3)根据氧化还原反应中得失电子数相等计算确定生成物.

解答 解:m g铁屑与含有 n gHNO3的硝酸溶液恰好完全反应,若 m:n=1:2.7,
则n(Fe):n(HNO3)=$\frac{1}{56}$:$\frac{2.7}{63}$=5:12,
若生成+2价铁,则Fe失去电子为10,则硝酸得电子数为10,即生成产物为氮气,
若生成+3价铁,则Fe失去电子为15,则硝酸得电子数为15,没有满足条件的产物,
其反应的方程式为:5Fe+12HNO3=5Fe(NO32+N2↑+6H2O,
故答案为:5Fe+12HNO3=5Fe(NO32+N2↑+6H2O;
(2)铁的物质的量=$\frac{5.6g}{56g/mol}$,假设生成的是硝酸铁,根据硝酸铁的化学式知,作酸的硝酸的物质的量是铁物质的量的3倍,则作酸的硝酸的物质的量是0.3mol,有$\frac{1}{4}$的硝酸被还原,则作酸的硝酸占$\frac{3}{4}$,所以参加反应的硝酸的物质的量为0.4mol,其质量为0.4mol×63g/mol=25.2g,
假设生成的是硝酸亚铁,根据硝酸亚铁的化学式知,作酸的硝酸的物质的量是铁物质的量的2倍,则作酸的硝酸的物质的量是0.2mol,有$\frac{1}{4}$的硝酸被还原,则作酸的硝酸占$\frac{3}{4}$,所以参加反应的硝酸的物质的量为$\frac{0.8}{3}$mol,其质量为$\frac{0.8}{3}$mol×63g/mol=16.8g,
所以n的取值范围为16.8g≤n≤25.2g,
故答案为:16.8g≤n≤25.2g;
(3)某条件下锌和硝酸反应时的物质的量之比为2:5,则起酸作用的硝酸的物质的量是锌的2倍,剩余部分硝酸作氧化剂,氧化还原反应中得失电子数相等,所以硝酸还原产物中氮元素的平均化合价=5-$\frac{2×2}{1}$=+1,所以硝酸的还原产物为N2O或NH4NO3
故答案为:N2O或NH4NO3

点评 本题考查氧化还原反应的计算,把握发生的反应、反应中元素的化合价变化为解答的关键,侧重分析与计算能力的考查,注意电子守恒的应用,题目难度中等.

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