Question

9．已知H₂SO₃+I₂+H₂O=H₂SO₄+2HI，將0.1molCl₂通入100mL含等物質的量的HI與H₂SO₃的混合溶液中，有一半的HI被氧化，則下列說法正確的是（　�。�

• A． 物質的還原性：HI＞H₂SO₃＞HCl
• B． HI與H₂SO₃的物質的量濃度為0.6 mol•L^-1
• C． 通入0.1molCl₂發(fā)生反應的離子方程式為：5Cl₂+4H₂SO₃+2I^-+4H₂O=4SO₄^2-+I₂+10Cl^-+16H⁺
• D． 若再通入0.05molCl₂，恰好能將HI和H₂SO₃完全氧化

Answer 1

分析 由H₂SO₃+I₂+H₂O=H₂SO₄+2HI可知還原性H₂SO₃＞HI，則0.1molCl₂通入100mL含等物質的量的HI與H₂SO₃的混合溶液中，有一半的HI被氧化，設HI的物質的量為x，由電子守恒可知，0.1mol×2=x×0.5×1+x×（6-4），解得x=0.08mol，以此來解答．

解答 解：由H₂SO₃+I₂+H₂O=H₂SO₄+2HI可知還原性H₂SO₃＞HI，則0.1molCl₂通入100mL含等物質的量的HI與H₂SO₃的混合溶液中，有一半的HI被氧化，設HI的物質的量為x，由電子守恒可知，0.1mol×2=x×0.5×1+x×（6-4），解得x=0.08mol，
A．由H₂SO₃+I₂+H₂O=H₂SO₄+2HI及還原劑的還原性大于還原產物的還原性可知還原性H₂SO₃＞HI，故A錯誤；
B．由上述計算可知，HI的物質的量為0.08mol，溶液體積為0.1L，濃度為0.8mol/L，故B錯誤；
C．通入0.1molCl₂發(fā)生反應的離子方程式為5Cl₂+4H₂SO₃+2I^-+4H₂O=4SO₄^2-+I₂+10Cl^-+16H⁺，遵循電子、電荷守恒，故C正確；
D．由上述分析可知，還有0.04molHI未被氧化，則再通入0.02molCl₂，恰好能將HI和H₂SO₃完全氧化，故D錯誤，
故選C．

點評 本題考查氧化還原反應及計算，為高頻考點，把握氧化的先后順序、電子守恒為解答的關鍵，側重分析與應用能力的考查，注意利用信息判斷還原性，題目難度不大．