Question

某化學興趣小組需100mL某物質的量濃度的FeSO₄溶液作標準試劑，現(xiàn)有外觀顏色發(fā)黃的硫酸亞鐵晶體、濃硫酸、稀鹽酸、KMnO₄溶液、溴水、KSCN溶液、石蕊、酚酞及中學化學常用化學儀器，實驗過程如下：
Ⅰ．配制FeSO₄溶液
（1）下列關于FeSO₄溶液配制操作步驟的合理順序為

A→B→C→E→D

（填字母）．
A．在盛適量水的燒杯中滴加少量濃H₂SO₄后攪拌均勻并冷卻到室溫
B．稱取一定質量的FeSO₄晶體樣品
C．將樣品溶于已配制的稀H₂SO₄中，用玻璃棒攪拌至樣品充分溶解
D．過濾后，將濾液轉移到容量瓶中，加水稀釋至指定刻度
E．往硫酸亞鐵溶液中加入稍過量的鐵粉，充分攪拌，靜置一段時間至不再有氣體冒出為止
（2）回答下列問題：
①將樣品溶于稀H₂SO₄，而不直接溶于水的理由是

防止Fe²⁺、Fe³⁺水解

．
②在配制硫酸亞鐵溶液時，需加入鐵粉的理由是

將藥品中Fe³⁺還原并防止Fe²⁺被氧化

．
Ⅱ．標定FeSO₄溶液的濃度
（1）用移液管量取20.00mL FeSO₄溶液放入錐形瓶中，用0.10mol?L^-1的酸性KMnO₄溶液滴至終點，耗去KMnO₄溶液20.00mL，若生成物中Mn元素全部呈+2價，滴定反應的離子方程式為

5Fe²⁺+8H⁺+MnO₄^-═5Fe³⁺+Mn²⁺+4H₂O

，據(jù)此可測得FeSO₄溶液的物質的量濃度為

0.5

mol?L^-1．
（2）滴定時選用

C

（A．石蕊　B．酚酞　C．不用指示劑，填字母）為指示劑，理由是

可利用KMnO₄溶液紫色不再褪去判斷滴定終點

．

Answer 1

分析：Ⅰ（1）根據(jù)溶液的配制的操作進行排序，配制稀硫酸、稱量、溶解于稀酸中、加入鐵粉（除去鐵離子，防止亞鐵離子被氧化）、過濾、濾液移入容量瓶，定容；
（2）①根據(jù)溶液中Fe²⁺、Fe³⁺水解解答；
②配制的溶液中含有Fe³⁺，需要除去，F(xiàn)e²⁺易被氧化，據(jù)此解答；
Ⅱ（1）酸性條件下，F(xiàn)e²⁺被MnO₄^-氧化為Fe³⁺，MnO₄^-被還原為Mn²⁺，同時生成水，配平書寫離子方程式；
通過消耗的高錳酸鉀，根據(jù)方程式計算20.00mLFeSO₄溶液中Fe²⁺的物質的量，再根據(jù)c=

n

V

計算FeSO₄溶液濃度；
（2）滴定時，加入最后一滴KMnO₄溶液，KMnO₄溶液紫色不再褪去，且半分鐘顏色不變，說明滴定到終點．

解答：解：Ⅰ（1）根據(jù)溶液的配制的操作進行排序，配制稀硫酸、稱量、溶解于稀酸中、加入鐵粉（除去鐵離子，防止亞鐵離子被氧化）、過濾、濾液移入容量瓶、定容，故操作步驟順序為：A→B→C→E→D；
故答案為：A→B→C→E→D；
（2）①溶液中Fe²⁺、Fe³⁺水解，將樣品溶于稀H₂SO₄，可以防止Fe²⁺、Fe³⁺水解；
故答案為：防止Fe²⁺、Fe³⁺水解；
②配制的溶液中含有Fe³⁺，需要除去，且Fe²⁺易被氧化，在配制硫酸亞鐵溶液時，需加入鐵粉，將藥品中Fe³⁺還原并防止Fe²⁺被氧化；
故答案為：將藥品中Fe³⁺還原并防止Fe²⁺被氧化；
Ⅱ（1）酸性條件下，F(xiàn)e²⁺被MnO₄^-氧化為Fe³⁺，MnO₄^-被還原為Mn²⁺，同時生成水，離子方程式為：5Fe²⁺+8H⁺+MnO₄^-═5Fe³⁺+Mn²⁺+4H₂O；
令20.00mL FeSO₄溶液中Fe²⁺的物質的量為n，則：
5Fe²⁺+8H⁺+MnO₄^-═5Fe³⁺+Mn²⁺+4H₂O
5        1
n        0.10mol?L^-1×0.02L
所以n=5×0.10mol?L^-1×0.02L=0.01mol
所以FeSO₄溶液濃度為

0.01mol

0.02L

=0.5mol/L
故答案為：5Fe²⁺+8H⁺+MnO₄^-═5Fe³⁺+Mn²⁺+4H₂O；0.5；
（2）滴定時，加入最后一滴KMnO₄溶液，KMnO₄溶液紫色不再褪去，且半分鐘顏色不變，說明滴定到終點，不需要用指示劑，故選C；
故答案為：C；可利用KMnO₄溶液紫色不再褪去判斷滴定終點．

點評：本題考查亞鐵鹽溶液的配制、氧化還原反應滴定等，難度中等，注意溶液配制中要防止水解、氧化，注意基礎知識的掌握．