题目内容

7．加碘食盐中加入的碘酸钾是一种白色结晶粉末，常温下很稳定，加热至560℃开始分解．在酸性条件下碘酸钾是一种较强的氧化剂，可与碘化物、亚硫酸盐等还原性物质反应．工业生产碘酸钾的流程如下：

（1）已知步骤①反应器发生的反应为：6I2+11KClO3+3H2O=6KH（IO3）2+5KCl+3Cl2↑，
该反应的还原产物为KCl、Cl2；
（2）参照下表碘酸钾的溶解度，操作③得到碘酸钾晶体，你建议的方法是降温结晶．

温度/℃20406080
KIO3g/100g水8.0812.618.324.8
KIO3+5KI+3H2SO4=3K2SO4+3I2+3H2O；I2+2S2O32-=2I-+S4O62-
（3）①已知：
测定加碘食盐中碘的含量，学生甲设计的实验步骤如下：
a．准确称取wg食盐，加适量蒸馏水使其完全溶解；
b．用稀硫酸酸化所得溶液，加入过量KI溶液，使KIO3与KI反应完全；
c．以淀粉为指示剂，逐滴加入物质的量浓度为2.00×10-3mol•L-1的Na2S2O3溶液10.0mL，恰好反应完全．则加碘食盐样品中的碘元素含量是$\frac{1270}{3w}$mg•kg-1（以含w的代数式表示）．
②学生乙又进行了下列实验：
操作步骤实验现象
取1g纯净的NaCl，加3mL水配成溶液溶液无变化
滴入5滴淀粉溶液和1mL0.1mol•L-1KI溶液，振荡溶液无变化
然后再滴入1mol•L-1的H2SO4，充分振荡溶液变蓝色
请推测实验中产生蓝色现象的可能原因，用离子方程式表示4I-+4H++O2=2I2+2H2O．
根据学生乙的实验结果，请对学生甲的实验结果作出简要评价：偏大，过量的I-会被空气中的O2氧化为I2  ．
（4）某学习小组对加碘盐进行如下实验：取一定量某加碘盐（可能含有KIO3、KI、Mg2+、Fe3+），用适量蒸馏水溶解，并加稀盐酸酸化，将所得溶液分为3份．第一份试液中滴加KSCN溶液后显红色；第二份试液中加足量KI固体，溶液显淡黄色，用CCl4萃取，下层溶液显紫红色；第三份试液中加入适量KIO3固体后，滴加淀粉试剂，溶液不变色．
①根据上述实验现象，加碘盐中可能含有的物质中不能确定的是Mg2+．
②第二份试液中加入足量KI固体后，反应的离子方程式为2Fe3++2I-=2Fe2++I2、IO3-+5I-+6H+═3I2+3H2O．

分析 碘、氯酸钾、水在反应器中发生反应6I2+11KClO3+3H2O=6KH（IO3）2+5KCl+3Cl2↑，除尽生成的氯气冷却结晶得到KH（IO3）2，加入水和氢氧化钾溶液溶解后调节溶液PH=10，过滤得到滤液降温结晶得到碘酸钾晶体，
（1）在氧化还原反应中，得电子化合价降低的反应物是氧化剂，失电子化合价升高的反应物是还原剂，还原剂对应的产物是氧化产物，氧化剂对应的产物是还原产物；
（2）根据物质的溶解度可以确定溶液获得晶体的方法；
（3）①根据硫代硫酸钠与碘酸钾的关系式计算碘酸钾的物质的量；
②酸性条件下，碘离子被氧气氧化生成碘单质；过量的碘离子易被空气氧化生成碘单质．
（4）①从第一份试液中滴加KSCN溶液后显红色，可知该加碘盐中含有Fe3+，反应：Fe3++3SCN-=Fe（SCN）3，Fe（SCN）3呈血红色；从第二份试液中加足量KI固体，溶液显淡黄色，用CCl4萃取，下层溶液显紫红色，可知有碘生成．这是因为由于“氧化性：IO3-＞Fe3+＞I2”，加足量KI后，IO3-和Fe3+均能将I-氧化成I2，由此也可以知道该加碘盐添加KIO3；第三份试液中加入适量KIO3固体后，滴加淀粉试剂，溶液不变色．由此可知该加碘盐中不含KI；
②具有氧化性的离子为IO3-与具有还原性的离子为I-，发生氧化还原反应．

解答 解：（1）该反应中I元素化合价由0价变为+5价，Cl元素化合价由+5价变为-1价和0价，所以I2是还原剂，KClO3是氧化剂，KCl、Cl2是还原产物，
故答案为：KCl、Cl2；
（2）碘酸钾的物质的量随着温度升高而增大，所以从碘酸钾溶液获得晶体可以采用降温结晶的方法，
故答案为：降温结晶；
（3）①设碘酸钾的物质的量为x．
KIO3+5KI+3H2SO4=3K2SO4+3I2+3H2O①； I2+2S2O3 2-=2I-+S4 O62-②，将方程式②×3+①得
IO3-+6H++6S2O32-=I-+3S4O62-+3H2O
1                 6
x               2.0×10-3mol/L×0.01L
x=$\frac{2.0×1{0}^{-3}mol/L×0.01L×1}{6}$=$\frac{1}{3}$×10-5mol，根据碘原子守恒知，碘元素的物质的量=$\frac{1}{3}$×10-5mol，所以碘元素含量是=$\frac{\frac{1}{3}×1{0}^{-5}}{w×1{0}^{-3}}$=$\frac{\frac{1}{3}×1{0}^{-5}mol×127g/mol×1000mg/g}{w×1{0}^{-3}kg}$×100%=$\frac{1270}{3w}$mol•kg-1，
故答案为：$\frac{1270}{3w}$；
②酸性条件下，碘离子被氧气氧化生成碘单质，离子反应方程式为：4I-+4H++O2=2I2+2H2O；酸性条件下，过量的碘离子易被空气中氧气氧化生成碘单质，导致测定结果偏大，故答案为：4I-+4H++O2=2I2+2H2O；偏大，过量的I-会被空气中的O2氧化为I2；
（4）①某加碘盐可能含有KIO3、KI、Mg2+、Fe3+，用蒸馏水溶解，并加稀盐酸酸化后将溶液分为3份．从第一份试液中滴加KSCN溶液后显红色，可知该加碘盐中含有Fe3+，反应：Fe3++3SCN-=Fe（SCN）3，Fe（SCN）3呈血红色；从第二份试液中加足量KI固体，溶液显淡黄色，用CCl4萃取，下层溶液显紫红色，可知有碘生成．这是因为由于“氧化性：IO3-＞Fe3+＞I2”，加足量KI后，IO3-和Fe3+均能将I-氧化成I2，由此也可以知道该加碘盐添加KIO3；第三份试液中加入适量KIO3固体后，滴加淀粉试剂，溶液不变色．由此可知该加碘盐中不含KI．
故答案为：Mg2+；
②第二份试液中加入足量KI固体后，反应的离子方程式为2Fe3++2I-=2Fe2++I2、IO3-+5I-+6H+═3I2+3H2O，
故答案为：2Fe3++2I-=2Fe2++I2、IO3-+5I-+6H+═3I2+3H2O．

点评 本题考查了氧化还原反应方程式的有关计算以及溶液成分的测定，为高考常见题型和高频考点，侧重于学生的分析能力、实验能力的考查，题目难度中等．

练习册系列答案
相关题目
17．某研究性学习小组模拟工业生产过程进行试验．请回答下列问题：
（1）用如图所示的装置向500-600℃的铁屑中通入氯气制取无水氯化铁的实验中，实验开始前应如何检查装置的气密性．
（2）用如图所示的装置向炽热铁屑中通入氯化氢制取无水氯化亚铁的实验中，装置A用来制取．若仍用D的装置进行尾气处理，存在的问题是易发生倒吸，缺少防止水蒸汽进入C中装置、通入氯化氢（赶尽装置中的空气）．
若操作不当，制得的FeCl2会含有少量FeCl3．欲制得纯净的FeCl2，在实验操作中应先，再点燃C处的酒精灯．
（3）从明矾[KAl（SO4）2•12H2O]制备Al、K2SO4和H2SO4的流程如下．

①反应①的化学方程式是4KAl（SO4）2•12H2O+3S=2K2SO4+2Al2O3+9SO2↑+48H2O．
②从水浸后的滤液中得到K2SO4晶体的方法是蒸发、结晶．步骤③的化学方程式是2Al2O3$\frac{\underline{\;\;\;\;\;冰晶石\;\;\;\;\;}}{970℃电解}$4Al+3O2↑；．
③焙烧a吨明矾（摩尔质量为b g/mol），若SO2的转化率为96%，可生产质量分数为98%的H2SO4质量为$\frac{216a}{b}$吨（列出计算表达式）．
18．某烧碱样品中含有少量不与酸作用的可溶性杂质，为了测定烧碱的纯度，进行以下滴定操作：
A．在250mL容量瓶中定容成250ml烧碱溶液
B．用移液管移取25mL烧碱溶液于锥形瓶中并滴加几滴酚酞指示剂
C．在天平上准确称取烧碱样品W g，在烧杯中加蒸馏水溶解
D．将物质的量浓度为M mol•L-1的标准HCl溶液装入酸式滴定管，调整液面，记下开始刻度数为V1ml
E．在锥形瓶下垫一张白纸，滴定到终点，记录终点酸的体积V2ml
回答下列问题：
（1）正确的操作步骤的顺序是（用字母填写）C→A→B→D→E
（2）使用滴定管之前应进行的操作是检漏，
（3）操作E中的锥形瓶下垫一张白纸的作用是便于准确判断终点时颜色的变化情况
（4）若酸式滴定管未用盐酸标准溶液润洗，会对测定结果有何影响偏高（填“偏高”、“偏低”或“无影响”）．
（5）该烧碱样品的纯度计算式是$\frac{{2M（{V_2}-{V_1}）}}{5W}×100%$．
15．可逆反应m A（s）+n B（g）?e C（g）+f D（g），反应过程中，当其他条件不变时，C的体积分数φ（C）在不同温度和不同压强的条件下随时间的变化如图所示．下列叙述正确的是（　　）
A．平衡后，若使用催化剂，C的体积分数将增大
B．平衡后，若温度升高，化学平衡向正反应方向移动
C．平衡后，增加A的质量化学平衡向正反应方向移动
D．化学方程式中，化学计量数的关系为n＜e+f
2．工业上利用废铁屑（含少量氧化铝、氧化铁等）生产碱式硫酸铁[Fe（OH）SO4]的工艺流程如下：

已知：部分阳离子以氢氧化物形式沉淀时溶液的pH见下表：
沉淀物Fe（OH）3Fe（OH）2Al（OH）3
开始沉淀2.37.53.4
完全沉淀3.29.74.4
回答下列问题：
（1）加入少量NaHCO3的目的是调节pH，除去溶液中Al3+（使溶液中Al3+生成氢氧化物沉淀），该工艺中“搅拌”的作用是使反应物充分接触，加快反应速率，使反应充分进行．
（2）反应Ⅱ中的离子方程式为Fe2++2H++NO2-=Fe3++NO↑+H2O或Fe2++H2O+NO2-=Fe（OH）2++NO↑+H+，在实际生产中，反应Ⅱ常同时通入O2以减少NaNO2的用量，O2的作用是2H2O+4NO+O2=4HNO3（或2NO+O2=2NO23NO2+H2O=2HNO3+NO）．（用化学方程式表示）
（3）生产中碱式硫酸铁溶液蒸发时需要在常温减压条件下的原因是防止蒸发时温度过高，碱式硫酸铁进一步水解生成Fe（OH）3．
（4）在医药上常用硫酸亚铁与硫酸、硝酸的混合液反应制备碱式硫酸铁．根据我国质量标准，产品中不得含有Fe2+及NO3-．为检验所得产品中是否含有Fe2+，应使用的试剂为D．（填写字母）
A．氯水     B．KSCN溶液     C．NaOH溶液     D．酸性KMnO4溶液．
12．化学反应原理在科研和生产中有广泛应用．
（1）利用“化学蒸气转移法”制备TaS2晶体，发生如下反应：TaS2（s）+2I2（g）?TaI4（g）+S2（g）：△H＞0    （ I）反应（ I）的平衡常数表达式K=$\frac{c（TaI{\;}_{4}）c（S{\;}_{2}）}{c{\;}^{2}（{I}_{2}）}$；若K=1，向某恒容密闭容器中加入1mol I2（g）和足量TaS2（s），I2（g）的平衡转化率为66.7%．
（2）如图所示，反应（ I）在石英真空管中进行，先在温度为T2的一端放入未提纯的TaS2粉末和少量
I2（g），一段时间后，在温度为T1的一端得到了纯净的TaS2晶体，则温度T1＜T2（选填“＞”、
“＜”或“=”）．上述反应体系中循环使用的物质是I2．
（3）利用I2的氧化性可测定钢铁中硫的含量．做法是将钢铁中的硫转化为H2SO3，然后用一定浓度的I2溶液进行滴定，所用指示剂为淀粉溶液，滴定反应的离子方程式为：H2SO3+I2+H2O=4H++SO42-+2I-．
（4）25℃时，H2SO3?HSO3-+H+的电离常数Ka=1×10-2mol/L，则该温度下NaHSO3的水解平衡常数Kh=1.0×10-12mol/L，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，则溶液中$\frac{c（{H}_{3}S{O}_{3}）}{c（HS{O}_{3}^{-}）}$将增大（填“增大”“减小”或“不变”）．
19．﹒下列有关热化学方程式的书写及对应表述均正确的是（　　）
A．密闭容器中，9.6g  硫粉与 11.2g  铁粉混合加热生成硫化亚铁 17.6g  时，放出 19.12KJ  热量．则Fe（s）+S（s）═FeS（s）△H=-95.6KJ?mol-1
B．稀醋酸与 0.1mol?L-1NaOH 溶液反应：H+（aq）+OH-（aq）═H2O（l）△H=-57.3KJ?mol-1
C．已知，1molH2  完全燃烧生成液态水所放出的热量为 285.5KJ，则水分解的热化学方程式为：2H2O（l）═2H2（g）+O2（g）△H=-285.5KJ?mol-1
D．已知 2C（s）+O2（g）═2CO（g）△H=-221KJ?mol-1，则可知 C 的燃烧热△H=-110.5KJ?mol-1
16．ICl3遇水会产生大量的腐蚀性白色浓雾，有强烈的催泪性．若两种生成物之一是HCl，则另一种是（　　）
A．HIO3B．HIO2C．HIOD．ICl
17．（1）在S2-、Fe2+、Fe3+、Mg2+、S、I-、H+中，只有氧化性的是H+、Mg2+、Fe3+，只有还原性的是S2-、I-，既有氧化性又有还原性的是Fe2+、S．
（2）分析氧化还原反应2P+5Br2+8H2O=2H3PO4+10HBr，用“双线桥法”表示出反应中电子转移的方向和数目为．反应中氧化剂与还原剂的物质的量之比为5：2．
（3）氧化还原反应3S+6KOH=K2S+K2SO3+3H2O中，氧化产物是K2SO3，还原产物是K2S．该反应的离子方程式为：3S+6OH-=2S2-+SO32-+3H2O．

违法和不良信息举报电话：027-86699610 举报邮箱：58377363@163.com

精英家教网