Question

【題目】硫酸亞鐵銨[(NH4)2Fe(SO4)2·6H2O]較硫酸亞鐵不易被氧氣氧化，是重要的分析化學試劑，常用于代替硫酸亞鐵。硫酸亞鐵銨在 500 ℃時隔絕空氣加熱完全分解�；卮鹣铝袉栴}：

（1）硫酸亞鐵銨隔絕空氣加熱完全分解，發生了氧化還原反應，固體產物可能有FeO和Fe2O3，氣體產物可能有NH3、SO3、H2O、N2和 。

（2）為檢驗分解產物的成分，設計如下實驗裝置進行實驗，加熱A中的硫酸亞鐵銨至分解完全。

① A中固體充分加熱較長時間后，通入一段時間氮氣，目的是 。

② 為驗證A中殘留物是否含有FeO，需要選用的試劑有 。

A．KSCN溶液 B．稀硫酸 C．濃鹽酸 D．KMnO4溶液

③ 裝置B中HCl和BaCl2混合溶液的作用是為了檢驗分解產物中是否有 氣體生成，若含有該氣體，觀察到的現象為 。

④ 若A中分解產物有N2，固體殘留物只有Fe2O3，Fe2O3的物質的量為b mol，C中沉淀物質的量為a mol，則b a(填“＞”、“＜”或“=”)。

⑤ 實驗中，觀察到C中有白色沉淀生成，則C中發生的反應為 (用離子方程式表示)。

（3）為測定某固體樣品中(NH4)2Fe(SO4)2·6H2O的含量，某實驗小組做了如下實驗：

測定原理：MnO4+Fe2++H+→Mn2++Fe3++H2O(未配平)。

測定步驟：步驟一：準確稱量20.00 g硫酸亞鐵銨晶體，配制成100mL溶液。

步驟二：取所配溶液25.00 mL于錐形瓶中，加稀H2SO4酸化，用0.1000 mol·L1 KMnO4 溶液滴定至終點，重復兩次，平均消耗KMnO4 溶液16.00 mL。

① 如何判斷滴定終點？ ；

② 樣品中(NH4)2Fe(SO4)2·6H2O的質量分數為 。

Answer 1

【答案】

（1）SO2（1分）

（2）①使分解產生的氣體在B、C中被吸收充分（2分） ②BD （2分）

③SO3（1分） 溶液變渾濁（1分） ④＜（2分）

⑤SO2 + H2O2 + Ba2+=== BaSO4↓ + 2H+ （2分）

（3）①滴加最后一滴KMnO4溶液時，溶液呈紫紅色且半分鐘不褪色 （2分）

② 62.72%（2分）

【解析】

試題分析：

（1）從所給的產物分析，Fe和N元素的化合價均升高，Fe2O3、N2為氧化產物，根據氧化還原反應原理，則一定有化合價降低，根據硫元素的常見化合價判斷，硫元素化合價降低，得還原產物SO2，故產物中還有SO2。

（2）①B裝置中的氯化鋇和鹽酸混合溶液是用來吸收NH3和SO3的，C裝置中過氧化氫和氯化鋇的混合溶液主要用于吸收SO2，因此通入氮氣的目的是使分解產生的氣體被B、C中的溶液充分吸收。

②鹽酸中的Cl能被KMnO4溶液氧化生成Cl2，為驗證A中殘留物是否含有FeO，應選擇稀硫酸將固體溶解，再在所得溶液中加入KMnO4溶液，若溶液褪色或溶液顏色變淺，說明溶液中含有Fe2+，則A中殘留物中含有FeO，答案為BD。

③裝置B中BaCl2溶液的作用是為了檢驗分解產物中是否有SO3，若含有SO3，則溶液中有硫酸鋇沉淀生成，溶液變渾濁。

④若產物中有N2生成，則失電子的元素是Fe和N，得到電子的元素是S，根據得失電子守恒，生成b mol Fe2O3失去電子的物質的量是2b mol，C中沉淀物質的量為a mol，即生成的SO2為a mol，則得電子的物質的量是2a mol，故2b＜2a，b＜a。

⑤C中的白色沉淀是硫酸鋇沉淀，二氧化硫與過氧化氫、氯化鋇溶液發生氧化還原反應而生成硫酸鋇沉淀，離子方程式為SO2 + H2O2 + Ba2+=== BaSO4↓ + 2H+。

（3）①Fe2+與KMnO4發生氧化還原反應，反應的離子方程式為+5Fe2++8H+=== Mn2++5Fe3++4H2O，錐形瓶中盛裝待測溶液，滴定終點時溶液顏色變為紫紅色，所以滴定終點的判斷為：滴加最后一滴KMnO4溶液時，溶液呈紫紅色且半分鐘不褪色。

②滴定至終點時，消耗0.1000 mol·L1 KMnO4 溶液16.00 mL。根據～5Fe2+的關系，可求得20.00 g硫酸亞鐵銨晶體含有n(Fe2+)=5×0.1mol·L1×0.016×103L×4=3.2×103 mol，則產品中(NH4)2Fe(SO4)2·6H2O質量分數為=62.72%。