Question

9．测定废干电池酸浸液中Mn²⁺浓度的主要步骤如下：
（1）配制硫酸亚铁铵[（NH₄）₂Fe（SO₄）₂]溶液：称取3g （NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶于稀H₂SO₄，
…，定容于500mL容量瓶．取20.00mL （NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶液，经滴定，测得其浓度为0.02000mol•L^-1．容量瓶在使用前需进行的操作是ac（填序号）．
a．洗涤              b．干燥              c．检漏
（2）取10.00mL酸浸液，适当处理后，加适量过硫酸铵[（NH₄）₂S₂O₈]溶液将Mn²⁺完全氧化为MnO₄^-，该反应的离子方程式为5S₂O₈^2-+2Mn²⁺+8H₂O=2MnO₄^-+10SO₄^2-+16H⁺．
（3）用（1）中配制的（NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶液滴定（2）中反应后的溶液至终点，消耗（NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶液20.00mL，此时MnO₄^-转化为Mn²⁺．计算原酸浸液中Mn²⁺的浓度（用mg•L^-1表示），写出计算过程．
（4）若（1）中定容时，俯视刻度线，则会使（3）中测得的Mn²⁺的浓度不变（填“偏大”“偏小”或“不变”）．

Answer 1

分析 （1）容量瓶使用前需要检验是否漏水，不能在容量瓶里进行溶质的溶解，容量瓶不能进行加热，容量瓶不能储存溶液，据此解题；
（2）过硫酸铵[（NH₄）₂S₂O₈溶液将Mn²⁺完全氧化为MnO₄^-，本身被还原为硫酸根离子，结合电荷守恒和原子守恒配平书写离子方程式；
（3）用（1）中配制的（NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶液测得其浓度为0.02000mol•L^-1．滴定（2）中反应后的溶液至终点，消耗（NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶液20.00mL，发生的反应为MnO₄^-+5Fe²⁺+8H⁺=Mn²⁺+5Fe³⁺+4H₂O，据此计算锰离子物质的量，元素守恒计算10.00mL酸浸液中Mn²⁺的浓度；
（4）取20.00mL （NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶液，经滴定，测得其浓度为0.02000mol•L^-1．和配制溶液浓度误差无关．

解答 解：（1）容量瓶使用前需要检验是否漏水，不能在容量瓶里进行溶质的溶解，用于洗涤烧杯的溶剂总量不能超过容量瓶的标线，容量瓶不能进行加热，要待溶液冷却后再进行转移，因为温度升高瓶体将膨胀，所量体积就会不准确，容量瓶不能储存溶液，因为溶液可能会对瓶体进行腐蚀，容量瓶在使用前需进行的操作是洗涤和检漏，故选ac，
故答案为：ac；        
（2）取10.00mL酸浸液，适当处理后，加适量过硫酸铵[（NH₄）₂S₂O₈溶液将Mn²⁺完全氧化为MnO₄^-，本身被还原为硫酸根离子，反应的离子方程式为：5S₂O₈^2-+2Mn²⁺+8H₂O=2MnO₄^-+10SO₄^2-+16H⁺，
故答案为：5S₂O₈^2-+2Mn²⁺+8H₂O=2MnO₄^-+10SO₄^2-+16H⁺；
（3）（NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶液测得其浓度为0.02000mol•L^-1．滴定（2）中反应后的溶液至终点，消耗（NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶液20.00mL，发生的反应为：
MnO₄^-+5Fe²⁺+8H⁺=Mn²⁺+5Fe³⁺+4H₂O，
1           5
n          0.02000mol•L^-1×0.0200L
n=8×10^-5mol，
锰元素守恒计算10.00mL酸浸液中Mn²⁺的浓度=$\frac{8×1{0}^{-5}mol×55g/mol}{0.010L}$=440×10^-3g/L=440.0mg•L^-1，
故答案为：440.0mg•L^-1；
（4）取20.00mL （NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶液，经滴定，测得其浓度为0.02000mol•L^-1．和配制溶液浓度误差无关，若（1）中定容时，俯视刻度线，则会使（3）中测得的Mn²⁺的浓度不变，
故答案为：不变．

点评 本题考查了溶液配制、溶液中离子浓度测定、滴定实验的计算应用、误差分析判断等，掌握基础是解题关键，题目难度中等．