Question

1．（1）鐵及其化合物在生活、生產中有廣泛應用．請回答下列問題：
①黃鐵礦（FeS₂）是生產硫酸和冶煉鋼鐵的重要原料．其中一個反應為3FeS₂+8O₂$\frac{\underline{\;高溫\;}}{\;}$6SO₂+Fe₃O₄，氧化產物為SO₂和Fe₃O₄，若有3mol FeS₂參加反應，轉移32mol電子．
②與明礬相似，硫酸鐵也可用作凈水劑，其原理為：Fe³⁺+3H₂O?Fe（OH）₃+3H⁺（用離子方程式表示）．
③FeC1₃與氫碘酸反應時可生成棕色物質，該反應的離子方程式為2Fe³⁺+2I^-=2Fe²⁺+I₂．
（2）己知：S₂O₃^2-具有較強的還原性，實驗室可用I-測定K₂S₂O₈樣品的純度，反應方程式為：
S₂O₈^2-+2I^-═2SO₄^2-+I₂ ①I₂+2S₂O₃^2-═2I^-+S₄O₆^2-②S₂O₈^2-、S₄O₆^2-、I₂氧化性強弱順序S₂O₈^2-＞I₂＞S₄O₆^2-．
（3）己知溶液中，還原性為HSO₃^-＞I^-，氧化性為IO₃^-＞I₂＞SO₄^2-．在含3mol NaHSO₃的溶液中逐滴加入KIO₃溶液，加入的KIO₃和析出的I₂的物質的量的關系曲線如圖所示．
①a點處的還原產物是：I^-（填離子符號）；
b點→c點反應的離子方程式是IO₃^-+6H⁺+5I^-=3H₂O+3I₂．
②當溶液中的I^-為0.5mol時、加入的KI0₃可能是0.5或1.1mol．

Answer 1

分析 （1）①反應3FeS₂+8O₂=Fe₃O₄+6SO₂中Fe元素化合價又+2→+3，化合價升高，S元素化合價由-1→+4，化合價升高，O元素化合價由0→-2，化合價降低；
②三價鐵離子水解生成氫氧化鐵膠體和氫離子；
③三價鐵離子與碘離子反應生成亞鐵離子和單質碘；
（2）反應方程式為S₂O₈^2-+2I^-═2SO₄^2-+I₂①、I₂+2S₂O2-₃═2I^-+S₄O₆^2-②，根據氧化劑的氧化性大于氧化產物的氧化性分析；
（3）還原性HSO^-₃＞I^-，首先發(fā)生反應：IO₃^-+3HSO₃^-═I^-+3SO₄^2-+3H⁺，HSO₃^-反應完畢，繼續(xù)加入KIO₃，由于氧化性IO^-₃＞I₂，再發(fā)生反應：IO₃^-+6H⁺+5I^-=3H₂O+3I₂，
①結合圖中a點碘的量判斷發(fā)生的反應，所含元素化合價降低的元素被還原生成還原產物，據此解答；由圖可知，b點到c點有碘生成，應發(fā)生IO₃^-+6H⁺+5I^-=3H₂O+3I₂；
②當溶液中的I^-為0.5mol時，有兩種情況：
一是只發(fā)生反應IO₃^-+3HSO₃^-═I^-+3SO₄^2-+3H⁺，生成I^-為0.5mol，根據碘元素守恒n（KIO₃）=n（I^-）；
二是HSO₃^-反應完畢后，還發(fā)生IO₃^-+6H⁺+5I^-=3H₂O+3I₂，剩余I^-為0.5mol，計算HSO₃^-反應完畢生成n（I^-）、消耗的n（KIO₃），進而計算反應IO₃^-+6H⁺+5I^-=3H₂O+3I₂中消耗的I^-、KIO₃的物質的量，據此計算

解答 解：①反應3FeS₂+8O₂=Fe₃O₄+6SO₂，前后各元素化合價的變化情況如下：
Fe：+2→+3，化合價升高；S：-1→+4，化合價升高；O：0→-2，化合價降低；
因此，在反應中FeS₂還原劑，O₂是氧化劑，Fe₃O₄既是氧化產物也是還原產物，SO₂既是氧化產物也是還原產物；在上述反應中共轉移32個電子，有3molFeS₂參加反應，轉移電子的物質的量為32mol，
故答案為：SO₂和Fe₃O₄；32．
②與明礬相似，硫酸鐵也可用作凈水劑，三價鐵離子水解生成氫氧化鐵膠體和氫離子，離子方程式：Fe³⁺+3H₂O?Fe（OH）₃+3H⁺；
故答案為：Fe³⁺+3H₂O?Fe（OH）₃+3H⁺；
③三價鐵離子與碘離子反應生成亞鐵離子和單質碘，反應的離子方程式：2Fe³⁺+2I^-=2Fe²⁺+I₂；
故答案為：2Fe³⁺+2I^-=2Fe²⁺+I₂；
（2）反應方程式為S₂O₈^2-+2I^-═2SO₄^2-+I₂①、I₂+2S₂O2-₃═2I^-+S₄O₆^2-②，根據氧化劑的氧化性大于氧化產物的氧化性，可知氧化性：S₂O₈^2-＞I₂＞S₄O₆^2-；
故答案為：S₂O₈^2-＞I₂＞S₄O₆^2-；
（3）還原性HSO^-₃＞I^-，首先發(fā)生反應：IO₃^-+3HSO₃^-═I^-+3SO₄^2-+3H⁺，HSO₃^-反應完畢，繼續(xù)加入KIO₃，由于氧化性IO^-₃＞I₂，再發(fā)生反應：IO₃^-+6H⁺+5I^-=3H₂O+3I₂，
①由圖可知，a點沒有生成碘，故發(fā)生反應IO₃^-+3HSO₃^-═I^-+3SO₄^2-+3H⁺，I元素的化合價降低，生成I^-為還原產物，b點到c點由于生成I₂，故發(fā)生反應：IO₃^-+6H⁺+5I^-=3H₂O+3I₂，
故答案為：I^-；IO₃^-+6H⁺+5I^-=3H₂O+3I₂；
②當溶液中的I^-為0.5mol時，有兩種情況：
一是只發(fā)生反應IO₃^-+3HSO₃^-═I^-+3SO₄^2-+3H⁺，生成I^-為0.5mol，根據碘元素守恒n（KIO₃）=n（I^-）=0.5mol；
二是HSO₃^-反應完畢后，還發(fā)生IO₃^-+6H⁺+5I^-=3H₂O+3I₂，剩余I^-為0.5mol，3molNaHSO₃消耗1molKIO₃、生成1molI^-，故反應IO₃^-+6H⁺+5I^-=3H₂O+3I₂中消耗的I^-為1mol-0.5mol=0.5mol，消耗KIO₃的物質的量為0.5mol×$\frac{1}{5}$=0.1mol，故共加入的KIO₃為1mol+0.1mol=1.1mol，
故答案為：0.5或1.1．

點評 本題綜合考查氧化還原反應、元素化合物知識、離子方程式的書寫等，為高頻考點，側重學生的分析、計算能力的考查，注意把握物質的性質和氧化還原反應的有關知識，難度中等．