Question

某同學為探究銅鐵合金中鐵的質量分數，取該合金與稀硫酸反應，先后進行了三次實驗，實驗數據見下表：

實驗次數 項目	第一次	第二次	第三次
所取合金的質量/g	20	20	40
所加稀硫酸的質量/g	100	120	80
生成氫氣的質量/g	0.4	0.4	0.4

根據該同學的實驗，試回答以下問題：
（1）上表三次實驗中，合金里的鐵恰好完全反應時，消耗稀硫酸溶液的質量是

80

 g．
（2）該銅鐵合金中鐵的質量分數是多少？
（3）求第三次實驗所得溶液中硫酸亞鐵的質量分數．（精確至0.1%）

Answer 1

分析：（1）先對比分析第一次和第二次的實驗數據，可以分析出要產生0.4g的氫氣需要合金20g，所以在第三次試驗中產生的0.4g氫氣是20g合金與80g酸生成的；
（2）假設合金中鐵的質量分數為x，則20g合金中鐵的質量為20x，再根據鐵與稀硫酸反應的方程式進行相關計算即可；
（3）第三次實驗中的溶質是FeSO₄，FeSO₄的質量可以根據（2）中的計算結果求出，為30.4g，FeSO₄溶液的質量=鐵的質量+硫酸的質量-生成氫氣的質量．

解答：解：（1）第一次和第二次兩個實驗所加合金質量相同，而所加稀硫酸的質量不同，但最后產生氫氣的質量相同，說明第一次和第二次兩個實驗中合金均反應完，第二次實驗中的酸一定過量；第三次實驗與前兩次實驗相比，合金質量加倍，而稀硫酸的質量減少，但產生氫氣質量不變，所以20g合金反應完需要消耗稀硫酸80g；
（2）設合金中鐵的質量分數為x
Fe+H₂SO₄=FeSO₄+H₂↑
56             2
20x           0.4

56

2

=

20x

0.4

解得：x=56%
（3）設生成FeSO₄的質量為y
Fe+H₂SO₄=FeSO₄+H₂↑
56       152
20×56%   y

56

152

=

20×56%

y

解得y=30.4g
所得FeSO₄溶液的質量=20×56%+80-0.4=90.8g
所以第三次實驗所得溶液溶質質量分數為

30.4g

90.8g

100%=33.5%
故答案為：（1）80；（2）該銅鐵合金中鐵的質量分數是65%；（3）求第三次實驗所得溶液中硫酸亞鐵的質量分數33.5%；

點評：此題考查的是根據化學方程式的有關計算，學會運用控制變量法來正確的分析處理表中的數據是解答此題的關鍵．