题目内容
【题目】硫酸亚锡（SnSO4）是一种重要的硫酸盐，广泛应用于镀锡工业。某研究小组设计SnSO4制备路线如下：
查阅资料：I．酸性条件下，锡在水溶液中有Sn2+、Sn4+两种主要存在形式，Sn2+易被氧化
II.SnCl2易水解生成碱式氧化亚锡，Sn相对原子质量为119。
回答下列问题：
（1）锡原子的核电荷数为50，与碳元素属于同一主族，锡元素在周期表中的位置是______。
（2）操作I是________________。
（3） SnCl2粉末需加浓盐酸进行溶解，请用平衡移动原理解释原因____________。
（4）加入Sn粉的作用有两个：①调节溶液：②______________。
（5）反应I中发生反应的离子方程式为：________。
（6）酸性条件下，SnSO4还可以用作H2O2去除剂，发生反应的离子方程式是：_______。
（7）该小组通过下列方法测定所用锡粉的纯度（杂质不参与反应）:
①将试样溶于盐酸中，发生的反应为Sn+2HCl=SnCl2+H2↑
②加入过量的FeCl3
③用已知浓度的K2Cr2O7，滴定生成的Fe2+，发生的反应为：Sn+2HCl=6FeCl3+2KCl+2CrCl3+7H2O
取1.226g锡粉，经上述各步反应后，共用去0.100mol/L K2Cr2O7溶液32.0mL。锡粉中锡的质量分数是_______。
【答案】（1）第五周期第ⅣA族；（2）蒸发浓缩、冷却结晶；
（3）SnCl2水解反应为SnCl2+H2O
Sn(OH)Cl+HCl，加入盐酸，使水解平衡向左移动，抑制Sn2+水解；（4）防止Sn2+被氧化；（5）Sn2++CO32-═SnO↓+CO2↑；
（6）Sn2++H2O2+2H+=Sn4++2H2O；（7）93.18%
【解析】
试题分析：（1）锡原子的核电荷数为50，50－2－8－8－18＝14，因此锡元素在周期表中的位置是第五周期ⅣA族；
（2）操作Ⅰ是将SnSO4从溶液中结晶出来的操作。从溶液中获得晶体的操作方法是蒸发浓缩、冷却结晶、过滤、洗涤、干燥等；
（3）SnCl2是强酸弱碱盐，在溶液中会发生水解反应产生Sn（OH）Cl，而使溶液变浑浊，为了抑制盐的水解，可以先在酸中溶解，以增大溶液中H+的浓度，使盐的水解平衡逆向移动，从而得到澄清溶液，水解的离子方程式是：SnCl2 + H2O
Sn（OH）Cl + HCl；
（4）Sn的化合价有+2、+4两个化合价，SnCl2有还原性，容易被空气中的氧气氧化为+4价，向溶液中加入Sn粉的作用①调节溶液pH；②防止Sn2+被氧化；
（5）反应Ⅰ得到沉淀是SnO，Sn元素化合价为变化，属于非氧化还原反应，同时生成气体，该气体为二氧化碳，离子方程式为Sn2++CO32-═SnO↓+CO2↑；
（6）双氧水有氧化性，SnSO4有还原性，在酸性条件下，二者发生氧化还原反应，反应的离子方程式是Sn2++H2O2+2H+═Sn4++2H2O；
（7）有关物质反应的方程式是：Sn+2HCl＝SnCl2 + H2↑；SnCl2 + 2FeCl3＝2FeCl2+ SnCl4；6FeCl2 + K2Cr2O7 + 14HCl＝6FeCl3 + 2KCl + 2CrCl3 +7H2O，则根据方程式得到关系式是：3Sn～6FeCl2～K2Cr2O7。n（K2Cr2O7）＝0.100 mol/L×0.032L＝3.2×10-3mol；则m（Sn）＝（3.2×10-3mol×3）×119g/mol＝1.142g，所以Sn的含量是（1.142g÷1.226 g）×100%＝93.2%。
