Question

7．亞硝酸鹽是一種常見的食品添加劑，使用時必須嚴格控制其用量．為檢測某食品中亞硝酸鹽含量（通常以1kg樣品中含NaNO₂的質量計，假定食品本身不參與反應），某研究小組設計了如下實驗方案：

（1）實驗過程中需配制500mL 0.0010mol/L （NH₄）₂Fe（SO₄）₂標準溶液，如下圖所示的儀器中肯定不需要的是AC（填序號），配制上述溶液還需要用到的玻璃儀器是燒杯、玻璃棒（填儀器名稱）．配制溶液時，定容的操作方法是向容量瓶中加水至離刻度線1～2cm時，改用膠頭滴管滴加水至液面與刻度線相切．

（2）已知亞硝酸鈉（NaNO₂）的水溶液呈弱堿性，則亞硝酸的電離方程式為HNO₂?H⁺+NO₂^-．
（3）完成并配平實驗方案中反應①的離子方程式，并用單線橋表示電子轉移的方向和數目：
□MnO₄^-+□NO₂^-+□H⁺═□Mn²⁺+□NO₃^-+□H₂O，
（4）若稱取樣品a g進行測定，準確量取12.00mL 0.0005mol/L的酸性KMnO₄溶液（過量）與溶液A反應．反應后溶液用0.0010mol/L（NH₄）₂Fe（SO₄）₂標準溶液滴定至紫色溶液剛好褪去；重復上述實驗2次，平均消耗（NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶液10.00mL，則1kg樣品中 NaNO₂的質量為$\frac{690}{a}$mg（用含a的代數式表示）．

Answer 1

分析 （1）根據溶液的配制過程，結合各儀器的作用選取儀器，配制一定物質的量濃度的溶液需要容量瓶、膠頭滴管、量筒，不需要燒瓶、分液漏斗，定容方法是向容量瓶中加水至離刻度線1～2cm時，改用膠頭滴管滴加水至液面與刻度線相切；
（2）已知亞硝酸鈉（NaNO₂）的水溶液呈弱堿性，說明是強堿弱酸鹽，溶液中亞硝酸根離子水解，亞硝酸為弱酸；
（3）依據氧化還原反應電子守恒，結合元素化合價變化升降守恒配平書寫離子方程式；
（4）利用高錳酸鉀氧化亞硝酸根離子為硝酸根離子，過量的高錳酸鉀被硫酸亞鐵銨還原恰好反應，結合離子方程式的定量關系計算得到．

解答 解：（1）用容量瓶配制溶液，用膠頭滴管定容；還需要用到的儀器有：溶解或稀釋藥品的燒杯、攪拌或引流用的玻璃棒，配制溶液時，定容的操作方法是，向容量瓶中加水至離刻度線1～2cm時，改用膠頭滴管滴加水至液面與刻度線相切，
故答案為：AC；燒杯和玻璃棒；向容量瓶中加水至離刻度線1～2cm時，改用膠頭滴管滴加水至液面與刻度線相切；
（2）已知亞硝酸鈉（NaNO₂）的水溶液呈弱堿性，說明是強堿弱酸鹽，溶液中亞硝酸根離子水解，亞硝酸為弱酸，亞硝酸的電離方程式為：HNO₂?H⁺+NO₂^-，
故答案為：HNO₂?H⁺+NO₂^-；
（3）高錳酸根離子與亞硝酸根離子發生氧化還原反應，其中Mn元素的化合價從+7價降低到+2價，作氧化劑，而N元素的化合價從+3價升高到+5價，根據得失電子守恒，則高錳酸根離子、錳離子的系數是2，硝酸根、亞硝酸根離子的系數是5，根據電荷守恒，則反應物中有氫離子參加，；根據元素守恒，則產物中有水生成，氫離子的系數是6，水的系數是3，依據化合價變化升降相同和原子守恒配平寫出離子方程式為：2MnO₄^-+5NO₂^-+6H⁺=2 Mn²⁺+5NO₃^-+3H₂O，單線橋表示電子的轉移方向和數目，從還原劑指向氧化劑，方程式為：
故答案為：；
（4）依據反應過程和離子方程式可知
         MnO₄^-+5Fe²⁺+8H⁺=Mn²⁺+5Fe³⁺+4H₂O，
         1     5
    2×10^-6mol   0.0010mol/L×0.01L
與亞硝酸根離子反應的高錳酸鉀物質的量=0.012.00L×0.0005mol/L-2×10^-6mol=4×10^-6mol；
     2MnO₄^-+5NO₂^-+6H⁺=2 Mn²⁺+5NO₃^-+3H₂O；
     2      5
 4×10^-6mol  10^-5mol
ag樣品含 NaNO₂的質量為69g/mol×10^-5mol=6.9×10^-4g；
1000g樣品中含NaNO₂的質量=$\frac{6.9×1{0}^{-4}mol×1000g}{ag}$=$\frac{0.69}{a}$g=$\frac{690}{a}$mg；
故答案為：$\frac{690}{a}$．

點評 本題考查了反應流程的分析判斷，氧化還原反應的離子方程式書寫和配平，物質性質的分析應用，滴定實驗過程分析計算應用是解題關鍵，題目難度中等．