Question

【題目】已知：2Fe＋3Br2＝2FeBr3，Fe2＋的還原性大于Br－。現有16.8 g鐵和0.3 mol Br2反應后加入水得到澄清溶液后，通入a mol Cl2。則下列敘述不正確的是

A. 當a＝0.1時，發生的反應為2Fe2＋＋Cl2＝2Fe3＋＋2Cl－

B. 當a＝0.45時，發生的反應為2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2＝2Fe3＋＋2Br2＋6Cl－

C. 若溶液中Br－有一半被氧化時，c(Fe3＋)∶c(Br－)∶c(Cl－)＝1∶1∶3

D. 當0＜a＜0.15時，始終有2c(Fe2＋)＋3c(Fe3＋)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(Br－)＋c(OH－)

Answer 1

【答案】C

【解析】n(Fe)==0.3mol，n(Br2)=0.3mol，由反應2Fe+3Br2═2FeBr3可知，反應后Fe過量，在溶液中進一步發生Fe+2Fe3+=3Fe2+，則反應后溶液中存在0.3molFe2+和0.6molBr-。A．當a=0.1時，氯氣不足，因Fe2+的還原性大于Br-，只發生2Fe2++Cl2═2Fe3++2Cl-，反應后Fe2+還有剩余，故A正確；B．當a=0.45時，首先發生2Fe2++Cl2═2Fe3++2Cl-，此時Fe2+完全反應，消耗0.15molCl2，剩余0.3molCl2，進一步發生2Br-+Cl2═Br2+2Cl-，又知Br-為0.6mol，則二者恰好反應，所以總方程式為2Fe2++4Br-+3Cl2═2Fe3++2Br2+6Cl-，故B正確；C．若溶液中Br-有一半被氧化時，首先發生2Fe2++Cl2═2Fe3++2Cl-，此時Fe2+完全反應，消耗0.15molCl2，又知Br-為0.6mol，Br-有一半被氧化，則反應0.3mol，由方程式2Br-+Cl2═Br2+2Cl-，可知消耗0.15molCl2，則共消耗0.3mol氯氣，則c(Fe3+)：c(Br-)：c(Cl-)=0.3mol：0.3mol：0.6mol=1：1：2，故C錯誤；D．當0＜a＜0.15時，氯氣不足，溶液中存在Fe2+和Fe3+，由電荷守恒可知2c(Fe2+)+3c(Fe3+)+c(H+)=c(Cl-)+c(Br-)+c(OH-)，故D正確；故選C。