Question

【題目】某學習小組開展下列實驗探究活動：

（1）裝置A 中反應的化學方程式為___________________________。

（2）利用裝置A 中產(chǎn)生的氣體設計實驗證明+4價硫具有氧化性：___________________________。

（3）選用下面的裝置和藥品探究亞硫酸與次氯酸的酸性強弱。

裝置連接順序為___________________________。通過___________________________現(xiàn)象即可證明亞硫酸的酸性強于次氯酸。

（4）利用G裝置可測定裝置A 液中SO2的含量。量取1.00 mL殘液于燒瓶中，加適量的水稀釋，加熱使SO2全部逸出并與錐形瓶中H2O2完全反應(SO2+H2O2==H2SO4，然后用0.1000 mol/LNaOH 標準溶液進行滴定，至終點時消耗NaOH溶液20.00mL。

①殘液中SO2含量為____________g·L-1

②經(jīng)多次測定發(fā)現(xiàn)，測定值始終高于實驗值，則其原因是___________________________。

（5）設計實驗證明H2SO3為二元弱酸：___________________________。（可提供的儀器：pH計，其他中學化學常見儀器任選，藥品：0.10mol·L-1NaOH溶液、0.05 mol·L-1H2SO3溶液，酸堿指示劑）

Answer 1

【答案】 CaSO3+2HCl=CaCl2+SO2↑+H2O 將SO2通入氫硫酸溶液或者硫化鈉（NaHS也給分）溶液中，出現(xiàn)淡黃色沉淀（或溶液變渾濁）即證 ACBEDF 當D中品紅不褪色，F中出現(xiàn)白色沉淀 64.00 殘液中有剩余的鹽酸（或過氧化氫），導致實驗中消耗的氫氧化鈉的量偏多 用0.10mol ·L-1NaOH 溶液來滴定10mL0.05 mol·L -l H2SO3 溶液，消耗NaOH 溶液的體積為10mL,即證明為二元酸 ，用pH 計可測定0.05mol·L -l H2SO3溶液的PH，若pH 大于1，則證明為弱酸

【解析】（1）鹽酸的酸性大于亞硫酸的酸性，故可以用鹽酸與亞硫酸鈣反應制取SO2氣體，對應的化學方程式為：CaSO3+2HCl=CaCl2+SO2↑+H2O。

（2）SO2具有氧化性，能與具有還原性的-2價S元素反應生成S單質(zhì)，S單質(zhì)不溶于水，溶液渾濁，故證明SO2具有氧化性的方法為：將SO2通入氫硫酸溶液或者硫化鈉（NaHS也可以）溶液中，出現(xiàn)淡黃色沉淀（或溶液變渾濁）即證。

（3）H2SO3具有還原性，HClO有強氧化性，所以不能由H2SO3直接生成HClO的原理來比較兩種酸的酸性大小，根據(jù)所給儀器和藥品可知，可由H2SO3的酸性大于H2CO3，H2CO3酸性大于HClO酸性，得到H2SO3酸性大于HClO酸性。A中SO2含有HCl氣體，通過飽和NaHSO3溶液除去HCl，同時生成SO2，然后氣體再通過飽和的NaHCO3溶液，除去SO2同時生成CO2氣體，再通過高錳酸鉀溶液進一步除去SO2，繼續(xù)通過品紅溶液，檢驗SO2氣體是否除盡，最后通入漂白粉溶液中，如果生成白色沉淀，即可證明H2SO3的酸性大于HClO的酸性，故連接的順序為：ACBEDF；當D中的品紅不褪色，說明無SO2，而漂白粉溶液變渾濁時，即可說明H2SO3酸性大于HClO酸性。

（4）①反應過程中SO2轉(zhuǎn)化為H2SO4再轉(zhuǎn)化為Na2SO4，所以n(SO2)=n(NaOH)/2=0.1000 ×0.020÷2=0.001（mol），SO2的質(zhì)量為0.064g，故殘液中SO2含量為0.064g÷0.001L=64.00g·L-1。

②殘液中剩余的鹽酸會消耗氫氧化鈉，H2O2具有弱酸性能與NaOH反應，故導致實驗中實際消耗的NaOH偏多，所以SO2的含量偏高，故答案為：殘液中有剩余的鹽酸（或過氧化氫），導致實驗中消耗的氫氧化鈉的量偏多 。

（5）證明H2SO3為二元弱酸需要從兩個角度證明：一是證明其是二元酸，用0.10mol ·L-1NaOH 溶液滴定10mL0.05 mol·L -l H2SO3 溶液，若消耗NaOH 溶液的體積為10mL，即證明為二元酸；二是證明其是弱酸，可用pH 計測定0.05mol·L -l H2SO3溶液的pH，若pH大于1，則證明為弱酸，故答案為：用0.10mol ·L-1NaOH 溶液滴定10mL0.05 mol·L -l H2SO3 溶液，消耗NaOH 溶液的體積為10mL，即證明為二元酸；用pH 計測定0.05mol·L -l H2SO3溶液的PH，若pH 大于1，則證明為弱酸。