Question

14．往200mL FeC1₃溶液中，通入0.672L標準狀況下的H₂S氣體，氣體完全被吸收，再加入過量的鐵粉產生氫氣，反應停止后，測得溶液中含有0.15mol金屬陽離子，求：
（1）FeC1₃溶液與H₂S反應的離子方程式為2Fe³⁺+H₂S=2Fe²⁺+S↓+2H⁺；
（2）加入過量鐵粉充分反應后產生氫氣在標準狀況下的體積？
（3）原FeC1₃溶液的濃度為多少？

Answer 1

分析 氯化鐵與硫化氫發(fā)生反應：2Fe³⁺+H₂S=2Fe²⁺+S↓+2H⁺，與Fe發(fā)生反應：2Fe³⁺+Fe=3Fe²⁺，由于Fe過量，生成的鹽酸再和鐵反應生成氯化亞鐵，最終溶液為FeCl₂溶液，由此分析解答．

解答 解：（1）氯化鐵與硫化氫發(fā)生反應：2Fe³⁺+H₂S=2Fe²⁺+S↓+2H⁺，故答案為：2Fe³⁺+H₂S=2 Fe²⁺+S↓+2H⁺；
（2）通入0.672L標準狀況下的H₂S氣體，氣體完全被吸收，所以硫化氫中的氫全部轉化為溶液中的氫離子，再加入過量的鐵粉，則溶液中的氫離子全部轉化為氫氣，根據氫守恒，n（H₂）=n（H₂S），所以加入過量鐵粉充分反應后產生氫氣在標準狀況下的體積為672mL，
答：加入過量鐵粉充分反應后產生氫氣在標準狀況下的體積是672mL；
（3）化鐵與硫化氫發(fā)生反應：2Fe³⁺+H₂S=2Fe²⁺+S↓+2H⁺，與Fe發(fā)生反應：2Fe³⁺+Fe=3Fe²⁺，由于Fe過量，生成的鹽酸再和鐵反應生成氯化亞鐵，最終溶液為FeCl₂溶液，最終溶液中0.15mol金屬離子為Fe²⁺，
根據氯離子守恒：3n（FeCl₃）=2n（FeCl₂），即n（FeCl₃）=$\frac{2}{3}$n（FeCl₂）=0.15mol×$\frac{2}{3}$=0.1mol，
故原溶液中c（FeCl₃）=$\frac{0.1mol}{0.2L}$=0.5mol/L，
答：原FeC1₃溶液的濃度為0.5 mo/L．

點評 本題考查混合物有關計算，明確發(fā)生的反應是解題關鍵，利用守恒法解答，避免方程式的繁瑣，側重考查學生分析計算能力，難度中等．