Question

綠礬（FeSO₄·7H₂O）是治療缺鐵性貧血藥品的重要成分。下面是以市售鐵屑（含少量錫、氧化鐵等雜質）為原料生產純凈綠礬的一種方法：

已知：室溫下飽和H₂S溶液的pH約為3.9，SnS沉淀完全時溶液的pH為1.6；FeS開始沉淀時溶液的pH為3.0，沉淀完全時的pH為5.5。
（1）操作II中，通入硫化氫至飽和的目的是           _________________________             ；在溶液中用硫酸酸化至pH＝2的目的是         _______________________________            。
（2）檢驗制得的綠礬晶體中是否含有Fe³⁺的實驗操作是                                       。
（3）測定綠礬產品中Fe²⁺含量的方法是：
a.稱取3.7200g綠礬產品，溶解，在250mL容量瓶中定容；
b.量取25.00mL待測溶液于錐形瓶中；
c.用硫酸酸化的0.01000mol/LKMnO₄溶液滴定至終點，消耗KMnO₄溶液體積的平均值為20.00mL。
①已知KMnO₄酸性溶液與Fe²⁺反應時被還原為Mn²⁺，請寫出該反應的離                         ；
②在滴定實驗中不能選擇         式滴定管，理由是                                 ；
③計算上述樣品中FeSO₄·7H₂O的質量分數為                 （用小數表示，保留兩位小數）。

Answer 1

（1）①除去溶液中的Sn²⁺，并防止亞鐵離子被氧化；防止亞鐵離子生成沉淀
（2）取少量晶體溶于水，滴加KSCN溶液，弱溶液不顯紅色，表明溶液不含有鐵離子。溶液顯紅色表明溶液中含有鐵離子（2分）
（3）①5Fe²⁺+MnO₄^-+8H⁺＝5Fe³⁺+Mn²⁺+4H₂O（2分）
②堿（2分）；高錳酸鉀是強氧化劑，它會腐蝕乳膠管（2分） ③0.75（3分）

解析試題分析：（1）①硫化氫具有強還原性，可以防止亞鐵離子被氧化。又因為室溫下飽和H₂S溶液的pH約為3.9，而SnS沉淀完全時溶液的pH為1.6，所以操作II中，通入硫化氫至飽和的另一個目的是除去溶液中的Sn²⁺；由于FeS開始沉淀時溶液的pH為3.0，沉淀完全時的pH為5.5，因此操作Ⅱ在溶液中用硫酸酸化至pH=2的目的是防止亞鐵離子生成沉淀。
（2）檢驗所得綠礬晶體中是否含有Fe³⁺的實驗操作是利用三價鐵離子與KSCN溶液發生顯色反應使溶液顯紅色進行判斷。即取少量晶體溶于水，滴加KSCN溶液，弱溶液不顯紅色，表明溶液不含有鐵離子。溶液顯紅色表明溶液中含有鐵離子。
（3）①高錳酸鉀溶液具有強氧化性，能氧化亞鐵離子。反應中Mn元素的化合價從＋7價降低到＋2價，得到2個電子。亞鐵離子在反應中失去1個電子，因此根據電子得失守恒可知，氧化劑高錳酸鉀與還原劑亞鐵離子的物質的量之比＝1:5，所以反應的離子方程式為5Fe²⁺+MnO₄^-+8H⁺＝5Fe³⁺+Mn²⁺+4H₂O。
②由于高錳酸鉀溶液具有強氧化性，能氧化橡膠管，從而腐蝕乳膠管，所以不能用堿式滴定管，應該用酸式滴定管。
③用硫酸酸化的0.01000mol/L KMnO₄溶液滴定至終點，消耗KMnO₄溶液體積的平均值為20.00mL，則消耗高錳酸鉀的物質的量＝0.01000mol/L×0.0200L＝0.0002mol
5Fe²⁺+8H⁺+MnO₄^-＝5Fe³⁺+Mn²⁺+4H₂O
5mo     1mol
n(Fe²⁺)    0.0002mol
計算得到n(Fe²⁺)＝0.001mol
則250mL溶液中含n(Fe²⁺)＝0.001mol×＝0.01mol
所以FeSO₄?7H₂O物質的量為0.01mol
質量＝0.01mol×278g/mol＝2.78g
則質量分數＝＝0.75
考點：考查硫酸亞鐵晶體制備實驗的方案設計與評價；氧化還原滴定的有關判斷與計算等