题目内容
某化学兴趣小组对加碘食盐中的KIO3进行研究，它是一种白色粉末，常温下很稳定，加热至560 ℃开始分解。在酸性条件下KIO3是一种较强的氧化剂，与HI、H2O2等作用，被还原为碘单质。
(1)学生甲设计实验测出加碘食盐中碘元素的含量，步骤如下：
a．称取w g加碘盐，加适量蒸馏水溶解； b．用稀硫酸酸化，再加入过量KI溶液；
c．以淀粉为指示剂，用物质的量浓度为1.00×10－3 mol·L－1的 Na2S2O3溶液滴定(滴定时的反应方程式：
I2＋2S2O
===2I－＋S4O
)。
操作b涉及的主要反应的离子方程式为 ▲ ；滴定时，Na2S2O3溶液应放在 ▲ (填“酸式滴定管”或“碱式滴定管”)，滴定至终点时消耗Na2S2O3溶液20.00 mL，其终点颜色变化为 ▲ ；加碘食盐样品中的碘元素含量是 ▲ mg·kg－1(以含w的代数式表示)。
(2)学生乙对纯净的NaCl（不含KIO3）进行了下列实验：
| 顺序 | 步骤 | 实验现象 |
| ① | 取少量纯净的NaCl，加蒸馏水溶解 | 溶液无变化 |
| ② | 滴入淀粉KI溶液，振荡 | 溶液无变化 |
| ③ | 放置片刻，再滴加稀H2SO4，振荡 | 溶液变蓝色 |
请推测实验③中产生蓝色现象的可能原因是（用离子方程式表示）： ▲ 。由学生乙的实验结果推知，学生甲的实验结果将 ▲ （填“偏大、偏小或无影响”）。
【知识点】氯、溴、碘及其化合物的综合应用；测量物质的含量
【答案解析】（1）5I-+IO3-+6H+ =3I2+3H2O 碱式滴定管 蓝色变无色，且保持半分钟不变色 1270/3W
（2）4I－＋O2＋4H+ ＝ 2H2O +I2 偏大
解析：：（1）用稀硫酸酸化，再加入过量KI溶液，b涉及的主要反应的离子方程式为5I-+IO3-+6H+ =3I2+3H2O；Na2S2O3为强碱弱酸盐，因为硫代硫酸根离子水解，Na2S2O3溶液呈弱碱性，所以滴定时Na2S2O3溶液应放在碱式滴定管中；
b．中生成I2，c．中使用淀粉作为指示剂；加入淀粉，溶液呈蓝色，用Na2S2O3溶液滴定，I2反应完毕，溶液蓝色褪色，滴定终点现象为：溶液蓝色褪色，半分钟内不恢复蓝色；
20mL溶液消耗Na2S2O3的物质的量为1.00×10-3mol/L×0.02L=2.00×10-5mol，根据IO3-+5I-+6H+=3I2+3H2O，I2+2S2O32-=2I-+S4O62-，则：
IO3-～3I2～6S2O32-
1 6
xmol 2.00×10-5mol
解得X=2.00×10-5÷6，加碘食盐样品中的碘元素含量是2.00×10-5÷6×127×106÷W=1270/3W（mg·kg－1）
（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；且酸性条件下，过量的碘离子易被空气中氧气氧化生成碘单质，因b．用稀硫酸酸化，再加入过量KI溶液，所以导致测定结果偏大，
【思路点拨】本题以碘酸钾中碘的测定为载体考查了氧化还原滴定的应用、对实验原理理解，注意掌握碘及其化合物的性质是解答本题的关键，题目难度中等．
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根据下列有关实验得出的结论一定正确的是
| 选项 | 操作 | 现象与结论 |
| A | 同温时，等质量的锌粒分别与足量稀硫酸反应 | 产生H2，氢气量：加胆矾＝未加胆矾 |
| B | 向Fe(NO3)2溶液中滴入硫酸酸化的H2O2溶液 | 溶液变黄，氧化性：H2O2＞Fe3＋ |
| C | 相同温度下，等质量的大理石与等体积、等浓 度的盐酸反应 | 粉状大理石产生气泡更快， 反应速率：粉状大理石＞块状大理石 |
| D | 向浓度均为0.1 mol·L－1NaCl和NaI混合溶液中滴加少量AgNO3溶液 | 出现黄色沉淀， Ksp(AgCl)＜Ksp(AgI) |
