题目内容
【题目】焦亚硫酸钠(Na2S2O5：M=190 g·mol-1)在食品加工中常用作防腐剂、漂白剂和疏松剂。焦亚硫酸钠为黄色结晶粉末，150℃时开始分解，在水溶液或含有结晶水时更易被空气氧化。焦亚硫酸钠(Na2S2O5)在实验室可用如图装置制备。
已知：2NaHSO3
Na2S2O5+H2O S2O52-+2H+=2SO2↑+H2O
(1)实验中如果SO2通入过多，会降低Na2S2O5的产率，试解释其原因__________。
(2)测定产品中焦亚硫酸钠的质量分数常用剩余碘量法(杂质不与碘反应)。
已知：S2O52-+2I2+3H2O=2SO42-+4I-+6H+； 2S2O32-+I2 =S4O62-+2I-
称取0.2000 g产品放入碘量瓶中，加入40.00 mL 0.1000 mol·L-1的标准碘溶液，在暗处放置5 min，再加入适量冰醋酸及蒸馏水。用0.2000 mol·L-1的标准Na2S2O3溶液滴定剩余的碘至终点，重复操作3次，测得平均消耗标准Na2S2O3溶液20.00 mL。则产品中焦亚硫酸钠的质量分数为__________________。
(3)关于本实验的说法错误的是_________。
A.B装置中CCl4的作用是防止倒吸
B.滴定时，Na2S2O3溶液应该用碱式滴定管盛放
C.滴定终点的现象是刚好变蓝色
D.滴定时间过长会导致测得产品中焦亚硫酸钠的质量分数偏高
【答案】通入过多会导致酸性过强，使焦亚硫酸钠与H+反应生成SO2 95.00% CD
【解析】
(1)SO2与H2O反应产生H2SO3，导致溶液酸性增强，结合亚硫酸钠的性质分析；
(2)先根据标准标准Na2S2O3溶液消耗的标准碘溶液的物质的量，然后由总标准碘溶液的物质的量可得焦亚硫酸钠消耗的标准碘溶液的物质的量，利用二者反应关系计算出0.2000 g产品中含有的焦亚硫酸钠的质量，进而可得产品中焦亚硫酸钠的质量分数；
(3)A.根据SO2的性质分析CCl4的作用；
B.结合盐的水解规律判断使用的仪器；
C.根据碘水的颜色变化判断滴定终点；
D.根据焦亚硫酸钠与酸反应的性质分析误差。
(1)实验中如果SO2通入过多，由于SO2是酸性氧化物，可以与H2O反应产生H2SO3，导致溶液酸性增强，使焦亚硫酸钠与H+反应生成SO2，影响焦亚硫酸钠的制取；
(2)n(I2)=0.1000mol/L×0.04L=4.0×10-3mol，n(Na2S2O3)=0.2000mol/L×0.02L=4.0×10-3mol，则根据2S2O32-+I2 =S4O62-+2I-可知剩余I2的物质的量为n(I2)剩=
n(Na2S2O3)=
×2.0×10-3mol=2.0×10-3mol，则与焦亚硫酸钠反应的I2的物质的量为4.0×10-3mol-2.0×10-3mol=2.0×10-3mol，根据方程式S2O52-+2I2+3H2O=2SO42-+4I-+6H+可知在0.2000 g产品中含有的焦亚硫酸钠的物质的量n(Na2S2O5)=n(Na2S2O5)=×2.0×10-3mol=1.0×10-3mol，m(Na2S2O5)= 1.0×10-3mol×190g/mol=0.190g，所以焦亚硫酸钠的质量分数为：
×100%=95.00%；
(3)A.SO2与NaOH溶液在A中制取焦亚硫酸钠，未反应的SO2在B装置中被NaOH溶液吸收，由于SO2易与NaOH反应，可根据CCl4的密度比水大，不溶于水，SO2也不反应的性质，在装置中放置CCl4，这样就既可以使SO2被充分吸收，同时又防止倒吸现象的发生，A正确；
B.Na2S2O3是强碱弱酸盐，水溶液显碱性，所以滴定时，Na2S2O3溶液应该用碱式滴定管盛放，B正确；
C.滴定终点的现象是过量的标准I2溶液恰好反应完全，溶液由棕黄色刚好变为无色，C错误；
D.若滴定时间过长，滴定反应产生的H+会与未滴定的Na2S2O3反应产生SO2气体逸出，导致产品中焦亚硫酸钠的质量分数偏低，D错误；
故合理选项是CD。
【题目】已知硫代硫酸钠在酸性条件下会发生反应：
，下表中的两种溶液混合，出现浑浊的先后顺序是（ ）
组号 | 两种溶液的温度 |
| 稀硫酸的体积、浓度 |
① | 15℃ | 10mL0.1mol/L | 50mL0.05mol/L |
② | 15℃ | 10mL0.05mol/L | 10mL0.1mol/L |
③ | 25℃ | 10mL0.05mol/L | 10mL0.1mol/L |
④ | 25℃ | 10mL0.1mol/L | 30mL0.07mol/L |
A.④①②③B.③④②①
C.④③②①D.④③①②
