Question

（15分）已知幾種離子的還原能力強弱順序為I－>Fe2＋>Br－，現(xiàn)有200 mL混合溶液中含F(xiàn)eI2、FeBr2各0.10 mol，向其中逐滴滴入氯水(假定Cl2分子只與溶質(zhì)離子反應，不考慮其他反應)

（1）若氯水中有0.15 mol Cl2被還原，則所得溶液中含有的陰離子主要是________，剩余Fe2＋的物質(zhì)的量為________。

（2）若原溶液中Br－有一半被氧化，共消耗Cl2的物質(zhì)的量為________，若最終所得溶液為400 mL，其中主要陽離子及其物質(zhì)的量濃度為________。

（3）通過對上述反應的分析，試判斷Cl2、I2、Fe3＋、Br2四種氧化劑的氧化能力由強到弱的順序是________________________。

（4）上述反應若原溶液中溶質(zhì)離子全部被氧化后，再滴入足量氯水，則I2全部被Cl2氧化成HIO3(強酸)。試寫出此反應的離子方程式：_________________；上述所有反應共消耗Cl2________mol。

 

Answer 1

（1）Cl－、Br－；0.10 mol；（2） 0.25 mol　n(Fe3＋)＝0.50 mol/L

（3） Cl2>Br2>Fe3＋>I2； （4）I2＋5Cl2＋6H2O===2IO＋10Cl－＋12H＋　0.8

【解析】

試題分析：離子的還原能力強弱順序為I－>Fe2＋>Br－，各種離子的物質(zhì)的量分別是：n(I－)= 0.2 mol；n(Fe2＋)= 0.2 mol ；n(Br－)= 0.2 mol；它們發(fā)生反應時消耗的氯氣的物質(zhì)的量都是0.1 mol；（1）0.15 mol Cl2被還原時，I－完全被氧化，F(xiàn)e2＋被氧化0.1 mol，此時溶液中陰離子為Br－和Cl2被還原生成的Cl－，剩余Fe2＋的物質(zhì)的量為0.1 mol。（2）當Br－一半被氧化時，I－、Fe2＋完全被氧化，共消耗Cl2的物質(zhì)的量為：0.1 mol＋0.1 mol＋0.1 mol/2＝0.25 mol，此時主要的陽離子為Fe3＋，其物質(zhì)的量濃度為0.2 mol/0.4 L＝0.5 mol/L。（3）因還原性I－>Fe2＋>Br－>Cl－，離子的還原性越強，其氧化產(chǎn)物的氧化性就越弱。故氧化性I2<Fe3＋<Br2<Cl2。（4）已知反應物為I2、Cl2、H2O，生成物為HIO3，Cl2被還原為HCl，即可寫出化學反應方程式。HIO3、HCl均為強酸，離子方程式是I2＋5Cl2＋6H2O===2IO＋10Cl－＋12H＋。n(I2)=0.1mol，發(fā)生該反應消耗的Cl2是0.5mol,所以消耗Cl2的總量為氧化I－、Fe2＋、Br－和I2消耗Cl2之和。n(Cl2)=0.1mol+0.1mol+0.1mol+0.5mol=0.8mol。

考點：考查氧化還原反應的規(guī)律、物質(zhì)氧化性、還原性強弱的比較及反應的先后順序及有關計算的知識。