Question

某种矿石中铁元素以氧化物Fe_mO_n形式存在（矿石中杂质不与酸反应），现进行如下实验：将少量铁矿石样品粉碎，称取25.0g样品于烧杯中，加入稀H₂SO₄充分溶解，并不断加热、搅拌，滤去不溶物．向所得滤液中加入10.0g铜粉充分反应后过滤、洗涤、干燥得剩余固体3.6g．剩下滤液用浓度为2mol?L^-1的酸性KMnO₄滴定，至终点时消耗KMnO₄溶液体积25.0mL．
①配平：

8

H⁺+

1

MnO

O

- 4

+

5

Fe²⁺═

1

Mn²⁺+

5

Fe³⁺+

4

H₂O
②计算该铁矿石中铁元素的质量分数；
③计算氧化物Fe_mO_n的化学式（m、n为正整数）．（请写出计算过程）

Answer 1

分析：①锰元素化合价由MnO₄^-中+7价降低为Mn²⁺中+2价，铁元素化合价由+2价升高为+3价，化合价升降的最小公倍数为5，所以MnO₄^-系数为1，Fe²⁺系数为5，再根据元素守恒（电荷守恒），配平其它物质的系数．
②参加反应的MnO₄^-的物质的量为2mol?L^-1×0.025L=0.05mol，根据离子方程式计算n（Fe²⁺），根据元素守恒，氧化物中铁元素的质量等于Fe²⁺的质量．
③参加反应的铜的质量为10g-3.6g=6.4g，铜发生反应Cu+2Fe³⁺=Cu²⁺+2Fe²⁺．由反应可知硫酸与氧化物反应后的溶液中铁离子n（Fe³⁺）=2n（Cu），亚铁离子n（Fe²⁺）=0.25mol-n（Fe³⁺），判断氧化物中铁离子与亚铁离子数目比，据此书写化学式．

解答：解：①锰元素化合价由MnO₄^-中+7价降低为Mn²⁺中+2价，铁元素化合价由+2价升高为+3价，化合价升降的最小公倍数为5，所以MnO₄^-系数为1，Fe²⁺系数为5，根据原子守恒可知Mn²⁺系数为1，Fe³⁺系数为5，根据氧原子守恒可知H₂O系数为4，根据氢原子守恒确定H⁺系数为8，离子方程式为8H⁺+1MnO₄^-+5Fe²⁺═1Mn²⁺+5Fe³⁺+4H₂O．
故答案为：8、1、5、1、5、4．
②参加反应的MnO₄^-的物质的量为2mol?L^-1×0.025L=0.05mol，根据离子方程式可知n（Fe²⁺）=5n（MnO₄^-）=5×0.05mol=
0.25mol，根据元素守恒，氧化物中铁元素的质量等于Fe²⁺的质量为0.25mol×56g/mol=14g．所以铁矿石中铁元素的质量分数为

14g

25g

×100%=56%．
答：铁矿石中铁元素的质量分数为56%．
③参加反应的铜的质量为10g-3.6g=6.4g，物质的量为

6.4g

64g/mol

=0.1mol，铜发生反应Cu+2Fe³⁺=Cu²⁺+2Fe²⁺．由反应可知硫酸与氧化物反应后的溶液中n（Fe³⁺）=2n（Cu）=0.2mol，所以n（Fe²⁺）=0.25mol-0.2mol=0.05mol，所以铁的氧化物中
n（Fe³⁺）：n（Fe²⁺）=0.2mol：0.05mol=4：1，故该铁氧化物可表示为2 Fe₂O₃?FeO或 Fe₅O₇．
答：氧化物Fe_mO_n的化学式为2 Fe₂O₃?FeO或 Fe₅O₇．

点评：考查氧化还原反应反应配平、计算等，难度中等，③关键是判断氧化物中铁离子与亚铁离子数目比．