Question

16．向15gFe和Fe₂O₃混合物中，加入150mL稀H₂SO₄，在標準狀況下放出1.68LH₂，這時Fe和Fe₂O₃均無剩余，再向溶液滴入KSCN溶液未見顏色變化．為中和過量的H₂SO₄，且使Fe²⁺完全轉化成Fe（OH）₂，共消耗3mol/L的氫氧化鈉溶液200mL．
求：（1）Fe和Fe₂O₃的質量．
（2）原稀H₂SO₄的物質的量濃度．

Answer 1

分析 （1）根據鐵、氧化鐵都能與鹽酸反應以及反應后溶液中無Fe³⁺，所以鐵也與硫酸鐵反應，先根據H₂求出和硫酸生成1.68LH₂的鐵，然后根據混合物發生的反應：Fe₂O₃+3H₂SO₄=Fe₂（SO4）₃+3H₂O  Fe₂（SO4）₃+Fe=3FeSO₄，可知n（Fe₂O₃）：n（Fe）=1：1，求出Fe₂O₃和Fe的質量，最終求出混合物中Fe和Fe₂O₃的質量；
（2）由題意我們應該可以理解反應后溶液中只有Fe ²⁺而無Fe³⁺，而且硫酸有剩余，也就說固體與酸反應后溶液中得到的是FeSO4和硫酸的混合液，接著在這混合溶液中滴加NaOH溶液，先中和了硫酸，又與 FeSO₄反應生成了Fe（OH）₂沉淀，最終溶液中剩余物質其實就是Na₂SO₄．這樣我們用守恒法考慮，SO₄ ^2-來自原H₂SO₄，而Na⁺來自NaOH，這樣得到H₂SO₄～2NaOH，最后根據c=$\frac{n}{V}$求出原硫酸的物質的量濃度．

解答 解：（1）因鐵、氧化鐵都能與硫酸反應：Fe+H₂SO₄=FeSO₄+H₂↑ Fe₂O₃+3H₂SO₄=Fe₂（SO₄）₃+3H₂O，又因反應后溶液中無Fe³⁺，所以有反應為：Fe+Fe₂（SO₄）₃=3FeSO₄，
1.68L氫氣的物質的量為：$\frac{1.68L}{22.4L/mol}$=0.075mol，根據反應Fe+H₂SO₄=FeSO₄+H₂↑可知與硫酸生成1.68LH₂消耗的鐵為0.075mol，其質量為：56g/mol×0.075mol=4.2g，剩余混合物質量為：15-4.2=10.8g，剩余的混合物發生如下反應：Fe₂O₃+3H₂SO₄=Fe₂（SO4）₃+3H₂O、Fe₂（SO4）₃+Fe=3FeSO₄可得關系式Fe₂O₃～Fe₂（SO4）₃～Fe，所以剩余混合物中Fe₂O₃和Fe的物質的量應該為1：1，設二者物質的量都為n，則160n+56n=10.8g，解得：n=0.05mol，則m（Fe₂O₃）=160g/mol×0.05mol=8g，m（Fe）=56g/mol×0.05mol=4.2，原混合物中鐵的質量為：4.2g+2.8=7g，
答：原混合物中含有7gFe，4.2gFe₂O₃；
（2）因為反應后溶液中無Fe³⁺存在，且固體沒有剩余，則全都是以Fe²⁺的形式存在，反應后溶質為硫酸亞鐵，根據質量守恒定律可知：n（H₂SO₄）=n（Na₂SO₄）=$\frac{1}{2}$n（NaOH）=3mol/L×0.2L×$\frac{1}{2}$=0.3mol，
所以原稀H₂SO₄的物質的量濃度為：$\frac{0.3mol}{0.15L}$=2mol/L，
答：原稀H₂SO₄的物質的量濃度為2mol/L．

點評 本題考查混合物反應的計算，題目難度中等，明確發生反應的實質為解答關鍵，注意掌握守恒思想在化學計算中的應用，試題培養了學生的分析能力及化學計算能力．