Question

【题目】 (1)雄黄(As4S4)和雌黄(As2S3)是提取砷的主要矿物原料，二者在自然界中共生。完成下列填空：

①As2S3和SnCl2在盐酸中反应转化为As4S4和SnCl4并放出H2S气体. 若As2S3和SnCl2恰好完全反应，As2S3和SnCl2的物质的量之比为_______.该反应的氧化剂是_____，反应产生的气体可用_______吸收.

②As2S3和HNO3有如下反应：__As2S3+__NO3-+_____=__H3AsO4+__S+__NO2↑+_______

A.将方程式补充完整并配平

B.若生成1 mol H3AsO4，则反应中转移电子的物质的量为________.

(2)某温度下将Cl2通入KOH溶液中，反应后得到KCl，KClO和KClO3的混合溶液，经测定ClO-和的物质的量浓度之比为7:1，则Cl2与KOH反应时，氧化剂和还原剂物质的量之比为___.若5mol Cl2参加反应，转移电子数为______________(用NA表示阿伏伽德罗常数)

(3)某一反应体系中有反应物和生成物共五种物质：S，H2S，HNO3，NO，H2O. 该反应的化学方程式为______________________；若反应过程中转移了0.3mol电子，则氧化产物的质量是______g；

Answer 1

【答案】1：1 As2S3 氢氧化钠溶液或硫酸铜溶液 1 10 10 H+ 2 3 10 2 H2O(补充方程式和配平各1分) 5 mol 3:2 6NA 3H2S+2HNO3=3S+2NO↑+4H2O 4.8

【解析】

(1)①As2S3和SnCl2在盐酸中反应转化为As4S4和SnCl4并放出H2S气体，反应的方程式为2As2S3+2SnCl2+4HCl=As4S4+2SnCl4+2H2S↑，可根据方程式或化合价的变化判断；反应中As和Sn元素化合价发生变化，根据化合价的变化判断氧化剂和还原剂等概念；

②A．结合电子守恒、电荷守恒和原子守恒配平反应方程式；

B．若生成1 mol H3AsO4，参加反应的As2S3物质的量为0.5mol，反应中As元素从+3价升高为+5价，S元素从-2价升高为+6价；

(2) Cl2生成ClO-与ClO3-是被氧化的过程，Cl2生成KCl是被还原的过程，氧化还原反应中氧化剂和还原剂之间得失电子数目相等，根据ClO-与ClO3-的物质的量浓度之比可计算失去电子的总物质的量，进而可计算得到电子的总物质的量，可计算被还原的氯元素的物质的量，则可计算被还原的氯元素和被氧化的氯元素的物质的量之比；

(3) H2S具有还原性，HNO3具有氧化性，二者发生氧化还原反应。

(1)①根据电子得失守恒知1molAs2S3作氧化剂得到2mol电子，而1molSnCl2作还原剂失去2mol电子，所以二者的物质的量之比是1：1；反应中As元素化合价降低，As2S3为氧化剂，H2S为酸性气体，可用NaOH溶液吸收；

②A．As元素化合价由+3价升高到+5价，S元素化合价由-2价升高到0价，N元素化合价由+5降低为+4，反应中NO3-发生还原反应生成NO2，由守恒法得反应方程式为As2S3+10NO3-+10H+=2H3AsO4+3S+10NO2↑+2H2O；

B．若生成1 mol H3AsO4，参加反应的As2S3物质的量为0.5mol，反应中As元素从+3价升高为0价，S元素从-2价升高为+6价，则反应中转移电子的物质的量为0.5mol×(2×2+2×3)=5mol；

(2) Cl2生成ClO-与ClO3-是被氧化的过程，化合价分别由0价升高为+1价和+5价，ClO-与ClO3-的物质的量浓度之比为7：1，则可设ClO-为7mol，ClO3-为1mol，被氧化的Cl共为8mol，失去电子的总物质的量为7mol×(1-0)+1mol×(5-0)=12mol，根据氧化还原反应中氧化剂和还原剂之间得失电子数目相等，Cl2生成KCl是被还原的过程，化合价由0价降低为-1价，则得到电子的物质的量也应为12mol，则被还原的Cl的物质的量为12mol，所以被还原的氯元素和被氧化的氯元素的物质的量之比为12mol：8mol=3:2；若5mol Cl2参加反应，其中被还原的Cl2的物质的量为5mol ×=3mol，则转移电子的物质的量为3mol×2=6mol，转移电子数为6NA；

(3) H2S具有还原性，HNO3具有氧化性，二者发生氧化还原反应为3H2S+2HNO3=3S+2NO↑+4H2O，S元素的化合价升高，转移6mol电子生成3mol氧化产物S，则反应过程中转移了0.3mol电子，则氧化产物的质量是0.3mol××32g/mol=4.8g。