Question

9．測定廢干電池酸浸液中Mn²⁺濃度的主要步驟如下：
（1）配制硫酸亞鐵銨[（NH₄）₂Fe（SO₄）₂]溶液：稱取3g （NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶于稀H₂SO₄，
…，定容于500mL容量瓶．取20.00mL （NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶液，經(jīng)滴定，測得其濃度為0.02000mol•L^-1．容量瓶在使用前需進(jìn)行的操作是ac（填序號）．
a．洗滌              b．干燥              c．檢漏
（2）取10.00mL酸浸液，適當(dāng)處理后，加適量過硫酸銨[（NH₄）₂S₂O₈]溶液將Mn²⁺完全氧化為MnO₄^-，該反應(yīng)的離子方程式為5S₂O₈^2-+2Mn²⁺+8H₂O=2MnO₄^-+10SO₄^2-+16H⁺．
（3）用（1）中配制的（NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶液滴定（2）中反應(yīng)后的溶液至終點，消耗（NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶液20.00mL，此時MnO₄^-轉(zhuǎn)化為Mn²⁺．計算原酸浸液中Mn²⁺的濃度（用mg•L^-1表示），寫出計算過程．
（4）若（1）中定容時，俯視刻度線，則會使（3）中測得的Mn²⁺的濃度不變（填“偏大”“偏小”或“不變”）．

Answer 1

分析 （1）容量瓶使用前需要檢驗是否漏水，不能在容量瓶里進(jìn)行溶質(zhì)的溶解，容量瓶不能進(jìn)行加熱，容量瓶不能儲存溶液，據(jù)此解題；
（2）過硫酸銨[（NH₄）₂S₂O₈溶液將Mn²⁺完全氧化為MnO₄^-，本身被還原為硫酸根離子，結(jié)合電荷守恒和原子守恒配平書寫離子方程式；
（3）用（1）中配制的（NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶液測得其濃度為0.02000mol•L^-1．滴定（2）中反應(yīng)后的溶液至終點，消耗（NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶液20.00mL，發(fā)生的反應(yīng)為MnO₄^-+5Fe²⁺+8H⁺=Mn²⁺+5Fe³⁺+4H₂O，據(jù)此計算錳離子物質(zhì)的量，元素守恒計算10.00mL酸浸液中Mn²⁺的濃度；
（4）取20.00mL （NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶液，經(jīng)滴定，測得其濃度為0.02000mol•L^-1．和配制溶液濃度誤差無關(guān)．

解答 解：（1）容量瓶使用前需要檢驗是否漏水，不能在容量瓶里進(jìn)行溶質(zhì)的溶解，用于洗滌燒杯的溶劑總量不能超過容量瓶的標(biāo)線，容量瓶不能進(jìn)行加熱，要待溶液冷卻后再進(jìn)行轉(zhuǎn)移，因為溫度升高瓶體將膨脹，所量體積就會不準(zhǔn)確，容量瓶不能儲存溶液，因為溶液可能會對瓶體進(jìn)行腐蝕，容量瓶在使用前需進(jìn)行的操作是洗滌和檢漏，故選ac，
故答案為：ac；        
（2）取10.00mL酸浸液，適當(dāng)處理后，加適量過硫酸銨[（NH₄）₂S₂O₈溶液將Mn²⁺完全氧化為MnO₄^-，本身被還原為硫酸根離子，反應(yīng)的離子方程式為：5S₂O₈^2-+2Mn²⁺+8H₂O=2MnO₄^-+10SO₄^2-+16H⁺，
故答案為：5S₂O₈^2-+2Mn²⁺+8H₂O=2MnO₄^-+10SO₄^2-+16H⁺；
（3）（NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶液測得其濃度為0.02000mol•L^-1．滴定（2）中反應(yīng)后的溶液至終點，消耗（NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶液20.00mL，發(fā)生的反應(yīng)為：
MnO₄^-+5Fe²⁺+8H⁺=Mn²⁺+5Fe³⁺+4H₂O，
1           5
n          0.02000mol•L^-1×0.0200L
n=8×10^-5mol，
錳元素守恒計算10.00mL酸浸液中Mn²⁺的濃度=$\frac{8×1{0}^{-5}mol×55g/mol}{0.010L}$=440×10^-3g/L=440.0mg•L^-1，
故答案為：440.0mg•L^-1；
（4）取20.00mL （NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶液，經(jīng)滴定，測得其濃度為0.02000mol•L^-1．和配制溶液濃度誤差無關(guān)，若（1）中定容時，俯視刻度線，則會使（3）中測得的Mn²⁺的濃度不變，
故答案為：不變．

點評 本題考查了溶液配制、溶液中離子濃度測定、滴定實驗的計算應(yīng)用、誤差分析判斷等，掌握基礎(chǔ)是解題關(guān)鍵，題目難度中等．