Question

13．向13.6g铁和氧化铁的化合物中，加入100mL稀硫酸，固体完全溶解，且放出1.12L（标准状况）H₂，向反应后的溶液中滴入KSCN溶液，无明显现象，继续向溶液中逐滴滴加NaOH溶液，一段时间后生成白色沉淀．当生成沉淀的质量恰好达到最大时，共消耗2mol•L^-1的NaOH溶液250mL．试计算：
（1）原硫酸的物质的量浓度2.5mol•L^-1
（2）原混合物中铁和氧化铁的物质的量之比为1：5．

Answer 1

分析 （1）铁和氧化铁与硫酸反应后溶液中溶质为FeSO₄、H₂SO₄，加入NaOH溶液使铁完全转化成Fe（OH）₂，产生反应后的溶液溶质只有Na₂SO₄，根据硫酸根守恒，则n（H₂SO₄）=n（Na₂SO₄），根据钠离子守恒，则n（Na₂SO₄）=$\frac{1}{2}$n（NaOH），据此计算出原硫酸溶液中硫酸的物质的量，进而计算硫酸的物质的量浓度；
（2）据Fe+H₂SO₄=FeSO₄+H₂↑，Fe₂O₃+3H₂SO₄=Fe₂（SO₄）₃+3H₂O，2Fe³⁺+Fe=3Fe²⁺，此三个方程式中已有数据，并建立起铁和氧化铁的总质量为13.6g，建立起等式，进而求得铁和氧化铁的质量，并求其物质的量之间的比值．

解答 解：铁和氧化铁与硫酸反应后溶液中溶质为FeSO₄、H₂SO₄，加入NaOH溶液使铁完全转化成Fe（OH）₂，反应后的溶液溶质只有Na₂SO₄，
根据硫酸根离子守恒可得：n（H₂SO₄）=n（Na₂SO₄），根据钠离子守恒可知：n（Na₂SO₄）=$\frac{1}{2}$n（NaOH）=$\frac{1}{2}$×2mol/L×0.25L=0.25mol，
所以原H₂SO₄的物质的量浓度为：c（H₂SO₄）=$\frac{0.25mol}{0.1L}$=2.5mol/L，
故答案为：2.5；
（2）Fe+H₂SO₄=FeSO₄+H₂↑
         56                        22.4
         2.8                       1.12
则：m1（Fe）=2.8g，
设Fe₂O₃mg，
Fe₂O₃+3H₂SO₄=Fe₂（SO₄）₃+3H₂O
160                    1
m                     $\frac{m}{160}$
则：n（Fe₂（SO₄）₃）=$\frac{m}{160}$mol，故n（Fe³⁺）=2×$\frac{m}{160}$mol=$\frac{m}{80}$mol，
2Fe³⁺+Fe=3Fe²⁺
2          56
$\frac{m}{80}$       $\frac{7m}{20}$   
则：m2（Fe）=$\frac{7m}{20}$ g，故 m1（Fe）+m2（Fe）+m（Fe₂O₃）=13.6g，2.8+$\frac{7m}{20}$+m=13.6，解得m=8g，故m（Fe₂O₃）=8g，
则m（Fe）=13.6g-8g=5.6g，故铁和氧化铁的物质的量之比为$\frac{5.6g}{56g/mol}$：$\frac{8g}{160g/mol}$=1：5，
故答案为1：5．

点评 本题考查有关混合物反应的计算，题目难度中等，明确发生的反应原理为解题关键，注意利用守恒思想计算，侧重考查学生的分析思维能力及化学计算能力．