将一定量铁粉投入到500mL某浓度的稀硝酸中，恰好完全反应，在标准状况下产生NO气体11.2L，所得溶液中Fe2+和Fe

解题思路：铁与硝酸反应所得溶液中Fe²⁺和Fe³⁺的浓度之比为1：2，则Fe与硝酸都完全反应，二者都没有剩余，根据电子转移守恒计算n（Fe²⁺）、（Fe³⁺），由N原子守恒可知n（HNO₃）=2n（Fe²⁺）+3（Fe³⁺）+n（NO），结合c=[n/V]计算．

n（NO）=[11.2L/22.4L/mol]=0.5mol，
铁与硝酸反应所得溶液中Fe²⁺和Fe³⁺的浓度之比为1：2，则Fe与硝酸都完全反应，二者都没有剩余，
令n（Fe²⁺）=ymol、则n（Fe³⁺）=2y mol，根据电子转移守恒，则：
ymol×2+2ymol×3=0.5mol×（5-2）
解得y=[3/16]mol
则n（Fe³⁺）=2y mol=[3/16]mol×2=[3/8]mol
由N原子守恒可知n（HNO₃）=2n（Fe²⁺）+3（Fe³⁺）+n（NO）=[3/16]mol×2+[3/8]mol×3+0.5mol=2mol，
故原硝酸的浓度=[2mol/0.5L]=4mol/L，
故选D．

点评：
本题考点： 化学方程式的有关计算．

考点点评： 本题考查氧化还原反应的计算，理解原子守恒、电子守恒是解答本题的关键，侧重解题方法技巧的考查，题目难度中等．

酸得3x0.5mol电子，即二价铁1.5mol 三价3mol 就这个思路，感觉题有问题

此题其实与Fe2+和Fe3+的浓度是没有关系的。
硝酸在这里有两个作用，一是氧化剂作用，另一是酸性作用。
作为氧化剂作用的硝酸，根据氮原子守恒 ：n1(HNO3)=n(NO)=11.2/22.4=0.5mol
酸性作用的算法：
每失去1 mol电子，产生1mol正电荷，就得结合 1mol的 NO3-来抵消正电荷（溶液是电中性的），因此失去的电子的量就等于结合的

产生NO11.2L是0.5mol,得到的电子是1.5mol.而Fe2+:Fe3+=1:2,设Fe2+是xmol,转移2xmol电子,Fe3+是2xmol,转移6xmol电子.有2x+6x=1.5,x=0.1875,因此Fe(NO3)2是0.1875mol,n1(NO3-)=0.375mol.同理Fe(NO3)3中n2(NO3-)=1.125mol
那麼n总(HNO3)=n1+n2+n(NO)=2mol,c=2/0.5=4mol/L选D

根据转移电子数相等来算
在标准状况下产生NO气体11.2L转移电子数为(11.2/22.4)*3=1.5MOL
又有Fe2+和Fe3+的浓度之比为1:2物质的量为1:2设x和2x
转移电子数2x+6x=1.5
硝酸的物质量为0.5+2x+6X=2
该硝酸溶液的物质的量浓度=2/0.5=4