Question

有一铁粉和氧化铁的混合物，质量为19.2克，将其完全溶解在150毫升的稀硫酸中，并收集到3.36升

有一铁粉和氧化铁的混合物，质量为19.2克，将其完全溶解在150毫升的稀硫酸中，并收集到3.36升标准状况下的氢气，向所得溶液中加入kscn溶液，无明显变化求①原混合物中铁的质量②所用稀硫酸的浓度

Answer 1

先说氧化铁，是Fe2O3,可别写成FeO氧化亚铁。

然后说向反应完毕后的溶液中加入硫氰化钾无明显变化是啥意思。
我们知道硫氰化钾是检验三价铁的一个试剂，会产生紫红色的硫氰合铁三络合离子。
没有明显变化，就是说几乎没有残余三价铁离子在溶液中。可以理解为三价铁完全被反应消耗。

接下来上反应方程：
Fe2O3 + 3H2SO4 = Fe2（SO4）3 + 3H2O ①
Fe2(SO4)3 + Fe = 3 FeSO4 ②
Fe + H2SO4 == FeSO4 + H2 ↑ ③
其实上述混合粉末与稀硫酸的反应先后顺序也是一样。

因为3价铁离子的氧化性强于氢离子，所以先是硫酸铁与当中的铁粉反应完毕之后，剩余铁粉才能被硫酸中的氢离子氧化放出氢气。其实如果你对氧化还原反应中的优先次序判断熟练的话，看到收集到氢气（无所谓是多少升）就知道，加那个硫氰化钾的过程是完全多余的，对不对？一定是要消耗完了3价铁，才可能放出氢气。溶液中一定不会存在3价铁离子了。

接下来算铁粉，3.36L标态下气体，3.36/22.4（这个数值哪来的？1mol理想气体在标准状态下的体积是22.4L）=0.15mol，带入③可知与稀硫酸反应的铁粉是0.15mol 0.15*56=8.4g，所以说1楼的同学也是学习不认真哦，仔细学习氧化还原反应优先顺序的判断。

还有反应②呢，19.2-8.4=10.8g，这个就是进行反应②的铁粉跟氧化铁的质量，但到底是多少呢？设：进行②反应的铁粉为Xmol，依反应方程中的系数比，可知硫酸铁也应该是Xmol，将Xmol硫酸铁带入反应①可知，氧化铁也是Xmol,所以呢得到：
56*X+160*X=10.8 解得X=0.05
那么就ok了，铁粉是0.15+0.05=0.2mol，氧化铁是0.05mol，验算一下，铁粉的质量：56*0.2=11.2g，氧化铁的质量：160*0.05=8g。相加刚好就是19.2g。没有问题。
接下来搞稀硫酸了。
题目中说了，完全溶解，就是说二者皆不过量，完全反应，那就把上面计算的数据带入①②③，
反应①，消耗硫酸为氧化铁的3倍，为0.15mol，反应②不消耗硫酸，反应③，消耗硫酸跟铁粉一样多（都是物质的量啊）为0.2mol，所以呢150毫升硫酸中含有0.15+0.2mol的硫酸，浓度是2.3mol/L,
就这样做完啦，不过感觉怪怪的，估计中间哪里算出错了，化学试题一般不会给除不尽这样的情况，自己按这个思路仔细算一下，我这人计算老出错。希望对你有所帮助。

Answer 2

FE2O3+3H2SO4=FE2(SO4)3+3H2O
FE2(SO4)3+FE=3FESO4
FE+H2SO4=FESO4+H2

Answer 3

fe 8.4g 硫酸0.3 mol/l

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请问有过程吗？谢谢

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