Question

9．已知H₂SO₃+I₂+H₂O=H₂SO₄+2HI，将0.1molCl₂通入100mL含等物质的量的HI与H₂SO₃的混合溶液中，有一半的HI被氧化，则下列说法正确的是（　　）

• A． 物质的还原性：HI＞H₂SO₃＞HCl
• B． HI与H₂SO₃的物质的量浓度为0.6 mol•L^-1
• C． 通入0.1molCl₂发生反应的离子方程式为：5Cl₂+4H₂SO₃+2I^-+4H₂O=4SO₄^2-+I₂+10Cl^-+16H⁺
• D． 若再通入0.05molCl₂，恰好能将HI和H₂SO₃完全氧化

Answer 1

分析 由H₂SO₃+I₂+H₂O=H₂SO₄+2HI可知还原性H₂SO₃＞HI，则0.1molCl₂通入100mL含等物质的量的HI与H₂SO₃的混合溶液中，有一半的HI被氧化，设HI的物质的量为x，由电子守恒可知，0.1mol×2=x×0.5×1+x×（6-4），解得x=0.08mol，以此来解答．

解答 解：由H₂SO₃+I₂+H₂O=H₂SO₄+2HI可知还原性H₂SO₃＞HI，则0.1molCl₂通入100mL含等物质的量的HI与H₂SO₃的混合溶液中，有一半的HI被氧化，设HI的物质的量为x，由电子守恒可知，0.1mol×2=x×0.5×1+x×（6-4），解得x=0.08mol，
A．由H₂SO₃+I₂+H₂O=H₂SO₄+2HI及还原剂的还原性大于还原产物的还原性可知还原性H₂SO₃＞HI，故A错误；
B．由上述计算可知，HI的物质的量为0.08mol，溶液体积为0.1L，浓度为0.8mol/L，故B错误；
C．通入0.1molCl₂发生反应的离子方程式为5Cl₂+4H₂SO₃+2I^-+4H₂O=4SO₄^2-+I₂+10Cl^-+16H⁺，遵循电子、电荷守恒，故C正确；
D．由上述分析可知，还有0.04molHI未被氧化，则再通入0.02molCl₂，恰好能将HI和H₂SO₃完全氧化，故D错误，
故选C．

点评 本题考查氧化还原反应及计算，为高频考点，把握氧化的先后顺序、电子守恒为解答的关键，侧重分析与应用能力的考查，注意利用信息判断还原性，题目难度不大．