Question

16．為測定硫酸亞鐵銨晶體【（NH₄）₂Fe（SO₄）₂•xH₂O】中鐵的含量，某實驗小組做了如下實驗：
步驟一：用電子天平準確稱量5.000g硫酸亞鐵銨晶體，配制成250ml溶液．
步驟二：取所配溶液25.00ml于錐形瓶中，加稀H₂SO₄酸化，用0.010mol/L KMnO₄溶液滴定至Fe²⁺恰好全部氧化成Fe³⁺，同時，MnO₄^-被還原成Mn²⁺．
再重復步驟二兩次．
請回答下列問題：
（1）配制硫酸亞鐵銨溶液的操作步驟依次是：稱量、溶解、轉移、洗滌并轉移、定容、搖勻．
（2）用酸式（“酸式”或“堿式”）滴定管盛放KMnO₄溶液．
（3）當?shù)稳胱詈笠坏蜬MnO₄溶液，出現(xiàn)溶液由黃色變成紫紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色，即到達滴定終點．反應的離子方程式：MnO₄^-+5Fe²⁺+8H⁺=Mn²⁺+5Fe³⁺+4H₂O
（4）滴定結果如表所示：

滴定次數(shù)	待測溶液的體積/mL	標準溶液的體積
		滴定前刻度/mL	滴定后刻度/mL
1	25.00	1.05	21.04
2	25.00	1.50	24.50
3	25.00	0.20	20.21

實驗測得該晶體中鐵的質(zhì)量分數(shù)為11.20%．（保留兩位小數(shù)）

Answer 1

分析 （1）配制溶液需要稱量、溶解、轉移、洗滌并轉移、定容、搖勻等操作；
（2）KMnO₄溶液應用酸式滴定管盛裝；
（3）Fe²⁺與KMnO₄發(fā)生氧化還原反應，滴定終點時，溶液由黃色變成紫紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色；
（4）計算體積的平均值，根據(jù)反應的離子方程式計算．

解答 解：（1）配制溶液需要稱量、溶解、轉移、洗滌并轉移、定容、搖勻等操作，故答案為：溶解；定容；
（2）KMnO₄溶液具有強氧化性，應用酸式滴定管盛裝，故答案為：酸式；
（3）Fe²⁺與KMnO₄發(fā)生氧化還原反應，反應的離子方程式為MnO₄^-+5Fe²⁺+8H⁺═Mn²⁺+5Fe³⁺+4H₂O，
滴定終點時，溶液由黃色變成紫紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色，
故答案為：溶液由黃色變成紫紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色；MnO₄^-+5Fe²⁺+8H⁺═Mn²⁺+5Fe³⁺+4H₂O；
（4）取所配溶液25.00ml于錐形瓶中，加稀H₂SO₄酸化，用0.010mol/L KMnO₄溶液滴定，所用高錳酸鉀溶液體積為$\frac{21.04-1.05+24.50-1.50+20.21-0.20}{3}$mL=21mL，
n（MnO₄^-）=0.021L×0.01mol/L=2.1×10^-4mol，
則n（Fe²⁺）=5×2.1×10^-4mol=1.05×10^-3mol，
5.000g硫酸亞鐵銨晶體含有n（Fe²⁺）=1.05×10^-2mol，
n（Fe²⁺）=56g/mol×1.05×10^-2mol=0.588g，
實驗測得該晶體中鐵的質(zhì)量分數(shù)為$\frac{0.588g}{5.00g}$≈11.20%，
故答案為：11.20%．

點評 本題考查物質(zhì)的含量測定，側重于滴定操作的考查，題目難度不大，注意把握相關實驗基本方法和注意事項．