Question

19．三草酸合鐵酸鉀晶體（K₃[Fe（C₂O₄）₃]•xH₂O）是一種光敏材料，在110℃可完全失去結晶水．為測定該晶體中鐵的含量，某實驗小組做了如下實驗：
Ⅰ．稱量4.910g三草酸合鐵酸鉀晶體，配制成250mL溶液．
Ⅱ．取所配溶液25.00mL于錐形瓶中，加稀硫酸酸化，滴加KMnO₄溶液至草酸根（C₂O₄^2-）
恰好全部氧化成二氧化碳，同時MnO₄^-被還原成Mn²⁺．向反應后的溶液中加入一小匙鋅粉，加熱至溶液的黃色剛好消失，過濾，洗滌，將過濾及洗滌所得溶液收集到錐形瓶中，此時，溶液仍呈酸性．
Ⅲ．用0.01000mol/L KMnO₄溶液滴定步驟Ⅱ所得溶液至終點，消耗KMnO₄溶液20.02mL，滴定中MnO₄^-被還原成Mn²⁺．
Ⅳ．重復步驟Ⅱ、步驟Ⅲ操作，滴定消耗0.01000mol/L KMnO₄溶液19.98mL
請回答下列問題：
（1）滴定過程中需添加的指示劑是（若不需要請說明理由）不需要，MnO₄^-紫色有顏色變化
（2）加入鋅粉的目的是將Fe³⁺還原成Fe²⁺．
（3）寫出步驟Ⅲ中發(fā)生反應的離子方程式5Fe²⁺+MnO₄^-+8H⁺=5Fe³⁺+Mn²⁺+4H₂O．
（4）實驗測得該晶體中鐵的質量分數(shù)為11.41%；X=3．
（5）在步驟Ⅱ中，若加入的KMnO₄的溶液的量不夠，則測得的鐵含量偏高；（選填“偏低”“偏高”“不變”，下同）若加入的鋅粉的量不夠，則測的鐵的含量偏低．

Answer 1

分析 （1）KMnO4溶液本身為紫紅色，不需要指示劑指示反應的終點；
（2）由步驟Ⅲ可知，利用高錳酸鉀測定亞鐵離子，故加入鋅粉的目的是將Fe³⁺恰好還原成Fe²⁺，為進一步測定鐵元素的含量做準備；
（3）亞鐵離子與高錳酸根在酸性條件下反應生成鐵離子、錳離子與水，配平書寫方程式；
（4）根據離子方程式計算，n（Fe）=5n（MnO₄^-），可以計算m（Fe），然后可以計算晶體中鐵的質量分數(shù)，根據4.910g三草酸合鐵酸鉀晶體中n（K₃[Fe（C₂O₄）₃]）：n（H₂O）=1：x計算x的值；
（5）若在步驟Ⅱ中滴入酸性高錳酸鉀溶液不足，則會有部分草酸根離子未被氧化，在步驟Ⅲ中則會造成消耗酸性高錳酸鉀溶液的量偏大，從而計算出的鐵的量增多，含量偏高，若加入的鋅粉的量不夠，部分Fe³⁺未被還原成Fe²⁺，則測的鐵的含量偏低．

解答 解：（1）高錳酸鉀溶液為紫紅色，可以利用溶液顏色變化來指示反應的終點，不需要指示劑，高錳酸鉀溶液呈紫色和亞鐵離子反應到恰好反應后滴入最后一滴高錳酸鉀溶液紫色半分鐘不褪色為反應終點，
故答案為：不需要，MnO₄^-紫色有顏色變化；             
（2）由步驟Ⅲ可知，利用高錳酸鉀測定亞鐵離子，故加入鋅粉的目的是將Fe³⁺恰好還原成Fe²⁺，為進一步測定鐵元素的含量做準備，
故答案為：將Fe³⁺還原成Fe²⁺；
（3）高錳酸鉀在酸性溶液中具有強氧化性能氧化亞鐵離子為鐵離子，本身被還原為錳離子，Mn元素的化合價由+7價降低為+2價，F(xiàn)e元素的化合價由+2價升高為+3價，由電子守恒、電荷守恒、原子守恒可知，發(fā)生的離子反應為：5Fe²⁺+MnO₄^-+8H⁺=5Fe³⁺+Mn²⁺+4H₂O，
故答案為：5Fe²⁺+MnO₄^-+8H⁺=5Fe³⁺+Mn²⁺+4H₂O； 
（4）根據離子方程式計算，n（Fe）=5n（MnO₄^-）=5×$\frac{20.02+19.98}{2}$×0.01×10^-3×10=1.0×10^-2mol，m（Fe）=56 g•mol^-1×1.0×10^-2mol=0.56g．晶體中鐵的質量分數(shù)=$\frac{0.56g}{4.910g}$×100%≈11.41%，三草酸合鐵酸鉀的摩爾質量M（K₃[Fe（C₂O₄）₃]）=437g•mol^-1，4.910gK₃[Fe（C₂O₄）₃]•xH₂O中K₃[Fe（C₂O₄）₃]質量m=nM=1.0×10^-2mol×437g•mol^-1=4.37g，含水的物質的量為n=$\frac{4.91g-4.37g}{18g/mol}$=0.03mol，n（K₃[Fe（C₂O₄）₃]）：n（H₂O）=1：x=0.01mol：0.03mol，x=3，
故答案為：11.41%；3；
（5）步驟Ⅱ中滴入酸性高錳酸鉀溶液不足，則會有部分草酸根離子未被氧化，在步驟Ⅲ中則會造成消耗酸性高錳酸鉀溶液的量偏大，從而計算出的鐵的量增多，含量偏高，反之，若加入的鋅粉的量不夠，部分Fe³⁺未被還原成Fe²⁺，則測的鐵的含量偏低，
故答案為：偏高；偏低．

點評 本題考查較為綜合，涉及到溶液的配制、滴定和結晶等操作，注意基礎實驗知識的積累，把握實驗步驟、原理和注意事項等問題，題目難度中等．