Question

綠礬（FeSO₄·7H₂O）是治療缺鐵性貧血藥品的重要成分。下面是以市售鐵屑（含少量錫、氧化鐵等雜質）為原料生產純凈綠礬的一種方法：
已知：室溫下飽和H₂S溶液的pH約為3.9，SnS沉淀完全時溶液的pH為1.6；FeS開始沉淀時溶液的pH為3.0，沉淀完全時的pH為5.5。

（1）檢驗制得的綠礬晶體中是否含有Fe³⁺的實驗操作是                                                                            。
（2）操作II中，通入硫化氫至飽和的目的是                                       ；在溶液中用硫酸酸化至pH=2的目的是                                        。
（3）操作IV的順序依次為：                 、冷卻結晶、                      。
（4）測定綠礬產品中Fe²⁺ 含量的方法是：
a．稱取2.8500g綠礬產品，溶解，在250mL容量瓶中定容；
b．量取25.00mL待測溶液于錐形瓶中；
c．用硫酸酸化的0.01000mol?L^-1KMnO₄溶液滴定至終點，消耗KMnO₄溶液體積的平均值為20.00mL。
①已知KMnO₄酸性溶液與Fe²⁺ 反應時被還原為Mn²⁺，請寫出該反應的離子方程式：                   ；
②計算上述樣品中FeSO₄?7H₂O的質量分數為      （用小數表示，保留三位小數）。

Answer 1

（1）取少量晶體溶于水，滴加KSCN溶液，若溶液不顯紅色，則溶液中不含Fe^3＋（2分）
（2）除去溶液中的Sn²⁺離子，并防止Fe^2＋被氧化（1分）防止Fe²⁺離子生成沉淀（1分）
（3）蒸發濃縮（1分）     過濾洗滌（1分）
（4）① 5Fe²⁺+MnO₄^-+8H⁺=5Fe³⁺+Mn²⁺+4H₂O（2分）       ② 0.975（2分）

解析試題分析：（1）鐵離子的檢驗一般用KSCN溶液，出現特征血紅色；（2）該流程采用硫化物除去雜質，同時硫化氫具有較強還原性，把Fe³⁺還原為Fe²⁺，防止Fe²⁺被氧化；酸化至pH=2的目的是使雜質錫沉淀，同時使Fe²⁺離子不沉淀。（3）從稀溶液中得到晶體，一般采用蒸發濃縮、冷卻結晶、過濾洗滌、干燥等步驟；（4）① 5Fe²⁺+MnO₄^-+8H⁺=5Fe³⁺+Mn²⁺+4H₂O ；②根據反應方程式確定物質的亮點關系，
n(FeSO₄?7H₂O)=n(Fe²⁺)=5n(MnO₄^-)=5×0.01000×20.00×10^-3=10^-3mol，
樣品中n(FeSO₄?7H₂O)=250÷25×10^-3mol=0.01mol
樣品中FeSO₄?7H₂O的質量分數=0.01×278÷2.8500=0.975
考點：考查工業流程中實驗操作及分析計算等有關問題。