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20.将Fe和Fe2O3的混合物15g 加入到150mL稀H2SO4中,反应停止后,共放出H21.68L (标准状况),Fe和Fe2O3均无剩余,溶液中c(H+)=1.0mo l/L,且无Fe3+存在.请计算(不考虑溶液体积变化):
(1)原混合物中Fe的质量?
(2)稀H2SO4中溶质的物质的量浓度?

分析 (1)铁和氧化铁均无剩余,且溶液中无Fe3+存在,反应生成FeSO4,设Fe、氧化铁的物质的量分别为xmol、ymol,根据二者质量及电子转移守恒列方程计算解答;
(2)铁和氧化铁与硫酸反应后溶液中溶质为FeSO4、H2SO4,根据硫酸根守恒,则n消耗(H2SO4)=n(FeSO4),据此计算出原硫酸溶液中硫酸的物质的量,进而计算硫酸的物质的量浓度.

解答 解:(1)铁和氧化铁与硫酸反应均无剩余,且溶液中无Fe3+存在,反应生成FeSO4,生成氢气为$\frac{1.68}{22.4}$=0.075mol,
设Fe、氧化铁的物质的量分别为xmol、ymol,则:
根据二者质量,可得:56x+160y=15
根据电子转移守恒,可得:2x=2y+0.075×2
联立方程,解得x=0.125 y=0.05
故m(Fe)=0.125mol×56g/mol=7g
答:混合物中铁为7g.
(2)铁和氧化铁与硫酸反应后溶液中溶质为FeSO4、H2SO4
根据铁元素守恒,则n(FeSO4)=n(Fe)+2n(Fe2O3)=0.125+0.05×2=0.225mol
根据硫酸根守恒,则n消耗(H2SO4)=n(FeSO4)=0.225mol
n剩余(H2SO4)=$\frac{1}{2}$n(H+)=2c(H+)V=$\frac{1}{2}$×1.0mo l/L×0.15L=0.075mol
n(H2SO4)=n消耗(H2SO4)+n剩余(H2SO4)=0.225+0.075=0.3mol
c(H2SO4)=$\frac{0.3mol}{0.15L}$=2mol/L
答:稀H2SO4的物质的量浓度为2mol/L.

点评 本题考查混合物计算,清楚发生的反应是解题关键,注意利用守恒思想计算,侧重考查学生分析思维能力的考查,难度中等.

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