Question

4．（1）m g鐵屑與含有 n gHNO₃的硝酸溶液恰好完全反應，若 m：n=1：2.7，該反應的化學方程式為5Fe+12HNO₃=5Fe（NO₃）₂+N₂↑+6H₂O（假設還原產物只有一種，且只生成一種鹽）
（2）含 n g HNO₃的稀硝酸溶液恰好使5.6g鐵粉完全溶解，若有 n/4gHNO₃被還原成NO（無其它還原產物）則 n 的范圍為16.8≤n≤25.2
（3）某條件下鋅和硝酸反應時的物質的量之比為2：5，此時硝酸的還原產物是N₂O或NH₄NO₃．

Answer 1

分析 （1）根據Fe與硝酸的質量之比求出，其物質的量之比，根據電子守恒求出反應產物中N、Fe的化合價，再寫出反應方程式；
（2）采用極限法分析，假設生成的硝酸鹽為硝酸鐵或硝酸亞鐵，據此確定n的范圍；
（3）根據氧化還原反應中得失電子數相等計算確定生成物．

解答 解：m g鐵屑與含有 n gHNO₃的硝酸溶液恰好完全反應，若 m：n=1：2.7，
則n（Fe）：n（HNO₃）=$\frac{1}{56}$：$\frac{2.7}{63}$=5：12，
若生成+2價鐵，則Fe失去電子為10，則硝酸得電子數為10，即生成產物為氮氣，
若生成+3價鐵，則Fe失去電子為15，則硝酸得電子數為15，沒有滿足條件的產物，
其反應的方程式為：5Fe+12HNO₃=5Fe（NO₃）₂+N₂↑+6H₂O，
故答案為：5Fe+12HNO₃=5Fe（NO₃）₂+N₂↑+6H₂O；
（2）鐵的物質的量=$\frac{5.6g}{56g/mol}$，假設生成的是硝酸鐵，根據硝酸鐵的化學式知，作酸的硝酸的物質的量是鐵物質的量的3倍，則作酸的硝酸的物質的量是0.3mol，有$\frac{1}{4}$的硝酸被還原，則作酸的硝酸占$\frac{3}{4}$，所以參加反應的硝酸的物質的量為0.4mol，其質量為0.4mol×63g/mol=25.2g，
假設生成的是硝酸亞鐵，根據硝酸亞鐵的化學式知，作酸的硝酸的物質的量是鐵物質的量的2倍，則作酸的硝酸的物質的量是0.2mol，有$\frac{1}{4}$的硝酸被還原，則作酸的硝酸占$\frac{3}{4}$，所以參加反應的硝酸的物質的量為$\frac{0.8}{3}$mol，其質量為$\frac{0.8}{3}$mol×63g/mol=16.8g，
所以n的取值范圍為16.8g≤n≤25.2g，
故答案為：16.8g≤n≤25.2g；
（3）某條件下鋅和硝酸反應時的物質的量之比為2：5，則起酸作用的硝酸的物質的量是鋅的2倍，剩余部分硝酸作氧化劑，氧化還原反應中得失電子數相等，所以硝酸還原產物中氮元素的平均化合價=5-$\frac{2×2}{1}$=+1，所以硝酸的還原產物為N₂O或NH₄NO₃，
故答案為：N₂O或NH₄NO₃．

點評 本題考查氧化還原反應的計算，把握發生的反應、反應中元素的化合價變化為解答的關鍵，側重分析與計算能力的考查，注意電子守恒的應用，題目難度中等．