Question

急！求祥解！！！！！！！！

称取0.200g某赤铁矿样品，溶于酸，并使其中的铁全部转化成Fe2+（设溶液中不含其它还原性物质）。再称取31.15g硫酸铈铵[2(NH4)2SO4·Ce(SO4)2·2H2O]溶于水配成1L溶液，从中取出30mL与上述含Fe2+的溶液正好完全反应，反应的离子方程式为：Ce4+ +Fe2+ →Ce3+ +Fe3+
试计算该矿样中氧化铁的质量分数。（精确到1％）

Answer 1

Ce的相对原子量是140
所以硫酸铈铵相对分子量是632
即硫酸铈铵的物质的量是31.15/632=0.05mol
所以溶液时0.05mol/L

取出的物质的量是0.05×0.03=0.0015mol
根据1mol硫酸铈铵含有1molCe4+

我们知道得到了Ce4+是0.0015mol

Ce4+ +Fe2+ →Ce3+ +Fe3+
我们知道了反应的Fe2+的物质的量是0.0015mol
即Fe元素的质量是0.0015×56=0.084g

根据Fe2O3中的Fe占质量分数是112/160=0.7

我们知道了样品中氧化铁的质量是0.084/0.7=0.12g
所以氧化铁的质量分数是0.12/0.2=60%

Answer 2

n(2(NH4)2SO4·Ce(SO4)2·2H2O )=31.15/623=0.05mol
C(2(NH4)2SO4·Ce(SO4)2·2H2O)=0.05/1=0.05MOL/L
n=0.05*0.03=0.0015mol
n(Ce4+ )=0.0015mol
Ce4+ + Fe2+ →Ce3+ +Fe3+
1 1
0.0015mol x
x=0.0015mol
含有0.0015mol的铁离子所以含有0.00075mol的Fe2O3
m(Fe2O3)=0.00075*160=0.12g
质量分数=0.12/0.2=60%