Question

【題目】某科研人員設計出將硫酸渣（主要成分Fe2O3，含有少量的SiO2等雜質）再利用的流程（如下圖），流程中的濾液經過多次循環后用來后續制備氧化鐵粉末。

（1）為了加快反應①的反應速率，除了攪拌、適當升高溫度、將硫酸渣粉碎外還可采用的措施是____________________________（寫出一點即可）。

（2）反應②主要作用是“還原”，即將Fe3+轉化為Fe2+。在溫度T1、T2（T1＞T2）下進行該反應，通過檢測相同時間內溶液的pH，繪制pH隨時間的變化曲線如下圖所示．得出結論：該反應的溫度不宜過高。

①已知信息：pH= -lgc(H+)，如0.1mol/L的鹽酸的pH= -lg0.1=1。在上述流程中通入SO2氣體“還原”時，試用離子方程式和適當文字來解釋pH下降的原因是__________________________；

②相同時間內，T1溫度下，溶液的pH更高的原因是____________________________________。

（3）該流程中循環使用的物質是 _____________。

（4）現有一包固體FeO和Fe2O3，欲要化學方法確定其中含有氧化亞鐵，應選擇的試劑是________。（填選號字母）

A. 鹽酸、硫氰化鉀溶液 B. 稀硫酸、酸性高錳酸鉀溶液

C. 稀硫酸、硫氰化鉀溶液 D. 稀硝酸、硫氰化鉀溶液

（5）為測定反應①后溶液中Fe3＋的濃度以控制加入SO2的量。實驗步驟為：準確量取20.00ml的反應后溶液，稀釋成100mL溶液，取10.00 mL溶液，加入足量的KI晶體和2～3滴淀粉溶液，用0.50mol/L的Na2S2O3溶液與碘反應，當反應恰好完全進行時，共消耗Na2S2O3溶液20.00 mL。已知：2Na2S2O3 + I2 ＝ Na2S4O6 + 2NaI，試計算原溶液中Fe3＋的物質的量濃度(寫出計算過程)。______________

Answer 1

【答案】 適當增大硫酸濃度 SO2+2Fe3++2H2O=SO42- +2Fe2++4H+ ，生成了H+，H+濃度大，酸性強，pH下降 由已知知，T1＞T2，溫度高，氣體溶解度下降，參與反應的SO2少，溶液中的H+濃度小，pH高 H2SO4 B 5.00mol/L

【解析】（1）為了加快反應①的反應速率，除了攪拌、適當升高溫度、將硫酸渣粉碎外還可采用的措施是適當增大硫酸濃度，正確答案：適當增大硫酸濃度。

（2）①氧化鐵與硫酸反應生成硫酸鐵，Fe3+具有氧化性，把二氧化硫氧化硫酸根離子，并生產生硫酸，酸性增強，pH下降，正確答案：SO2+2Fe3++2H2O=SO42- +2Fe2++4H+ ，生成了H+，H+濃度大，酸性強，pH下降。

②由已知可知，T1＞T2，溫度高，氣體溶解度下降，參與反應的SO2少，溶液中的H+濃度小，pH高；正確答案： 由已知可知，T1＞T2，溫度高，氣體溶解度下降，參與反應的SO2少，溶液中的H+濃度小，pH高。

（3）溶解硫酸渣時，加入硫酸；反應生成的鐵離子把二氧化硫又氧化為硫酸，所以該流程中循環使用的物質是H2SO4 ；正確答案： H2SO4。

（4）固體FeO和Fe2O3的混合物，先加入稀硫酸溶液，反應生成硫酸亞鐵和硫酸鐵，再加入酸性高錳酸鉀溶液，溶液褪色，證明溶液中有亞鐵離子，原固體中含有FeO；不能用硝酸來溶解固體，因為FeO能夠被硝酸氧化為鐵離子，影響亞鐵離子的檢驗；正確選項B。

（5）根據反應2Na2S2O3 + I2 ＝ Na2S4O6 + 2NaI可以計算出碘的量：2Na2S2O3 --I2，碘單質的量=0.5×20×10-3/2=5×10-3 mol，有根據反應：2Fe3++2I-= I2+ 2Fe2+可知，2Fe3+--I2，Fe3+的量為10-2mol，又知10.00 mL溶液含Fe3+的量為10-2mol，則100mL溶液中含有Fe3+的量為10-1mol；則20.00ml溶液中Fe3＋的物質的量濃度為10-1/0.02=5mol/L；正確答案：5.00mol/L。