Question

4．（1）m g铁屑与含有 n gHNO₃的硝酸溶液恰好完全反应，若 m：n=1：2.7，该反应的化学方程式为5Fe+12HNO₃=5Fe（NO₃）₂+N₂↑+6H₂O（假设还原产物只有一种，且只生成一种盐）
（2）含 n g HNO₃的稀硝酸溶液恰好使5.6g铁粉完全溶解，若有 n/4gHNO₃被还原成NO（无其它还原产物）则 n 的范围为16.8≤n≤25.2
（3）某条件下锌和硝酸反应时的物质的量之比为2：5，此时硝酸的还原产物是N₂O或NH₄NO₃．

Answer 1

分析 （1）根据Fe与硝酸的质量之比求出，其物质的量之比，根据电子守恒求出反应产物中N、Fe的化合价，再写出反应方程式；
（2）采用极限法分析，假设生成的硝酸盐为硝酸铁或硝酸亚铁，据此确定n的范围；
（3）根据氧化还原反应中得失电子数相等计算确定生成物．

解答 解：m g铁屑与含有 n gHNO₃的硝酸溶液恰好完全反应，若 m：n=1：2.7，
则n（Fe）：n（HNO₃）=$\frac{1}{56}$：$\frac{2.7}{63}$=5：12，
若生成+2价铁，则Fe失去电子为10，则硝酸得电子数为10，即生成产物为氮气，
若生成+3价铁，则Fe失去电子为15，则硝酸得电子数为15，没有满足条件的产物，
其反应的方程式为：5Fe+12HNO₃=5Fe（NO₃）₂+N₂↑+6H₂O，
故答案为：5Fe+12HNO₃=5Fe（NO₃）₂+N₂↑+6H₂O；
（2）铁的物质的量=$\frac{5.6g}{56g/mol}$，假设生成的是硝酸铁，根据硝酸铁的化学式知，作酸的硝酸的物质的量是铁物质的量的3倍，则作酸的硝酸的物质的量是0.3mol，有$\frac{1}{4}$的硝酸被还原，则作酸的硝酸占$\frac{3}{4}$，所以参加反应的硝酸的物质的量为0.4mol，其质量为0.4mol×63g/mol=25.2g，
假设生成的是硝酸亚铁，根据硝酸亚铁的化学式知，作酸的硝酸的物质的量是铁物质的量的2倍，则作酸的硝酸的物质的量是0.2mol，有$\frac{1}{4}$的硝酸被还原，则作酸的硝酸占$\frac{3}{4}$，所以参加反应的硝酸的物质的量为$\frac{0.8}{3}$mol，其质量为$\frac{0.8}{3}$mol×63g/mol=16.8g，
所以n的取值范围为16.8g≤n≤25.2g，
故答案为：16.8g≤n≤25.2g；
（3）某条件下锌和硝酸反应时的物质的量之比为2：5，则起酸作用的硝酸的物质的量是锌的2倍，剩余部分硝酸作氧化剂，氧化还原反应中得失电子数相等，所以硝酸还原产物中氮元素的平均化合价=5-$\frac{2×2}{1}$=+1，所以硝酸的还原产物为N₂O或NH₄NO₃，
故答案为：N₂O或NH₄NO₃．

点评 本题考查氧化还原反应的计算，把握发生的反应、反应中元素的化合价变化为解答的关键，侧重分析与计算能力的考查，注意电子守恒的应用，题目难度中等．