Question

滴定实验是中学常用的定量实验，主要原理是利用已知浓度的某溶液滴加到未知浓度的溶液中，通过恰好完全反应的“终点”的判断，实验测出消耗的两种物质的量来计算未知浓度的溶液的浓度。

下面是甲同学用滴定实验来测定食用精制盐中的碘含量(食盐中加入一定量的KIO₃)。

已知：I₂＋2S₂O₃^2－＝2 I^－＋S₄O₆^2－，其步骤为：

A．准确称取w g食盐，加适量蒸馏水使其完全溶解；

B．用稀硫酸酸化所得溶液，加入足量KI溶液，使KIO₃与KI反应完全；

C．以淀粉为指示剂，逐滴加入物质的量浓度为2.000×10^-3 mol/L的Na₂S₂O₃溶液15.00 mL，恰好反应完全。

（1）配平化学方程式      KIO₃＋      KI＋      H₂SO₄＝      K₂SO₄＋      I₂＋      H₂O

（2）判断c中反应恰好完全依据的现象是：当滴加最后一滴Na₂S₂O₃溶液后，溶液由     色变为     色，且颜色半分钟内不改变 。

（3）根据以上实验，所测精制食盐中的碘含量是             mg/kg。(以含w的代数式表示)

（4）已知在酸性环境下：2H⁺ + S₂O₃^2- = S↓ + SO₂ ↑+ H₂O，所以乙同学认为在c操作前应         ，否则实验测得食盐中碘的含量会                (填“偏高”或“偏低”或“没有影响”)

Answer

（1）(3分，全对给3分，错一个不得分) 1 KIO3＋ 5 KI＋ 3 H2SO4＝ 3 K2SO4＋ 3 I2＋ 3 H2O

（2）(2分，每空1分)溶液由蓝色变为无色 （3）(3分)635/w

（4）(4分，每空2分)先加适量NaOH中和多余硫酸至溶液中性 偏高

【解析】

试题分析（1）KI中的I从-1价升到0价,升一个化合价，KIO3中的I从+5价降到0价,降了5个化合价

H2SO4中没有元素变价，所以KI与KIO3的的比为5：1，再根据原子守恒得：1 KIO3＋ 5 KI＋ 3 H2SO4＝ 3 K2SO4＋ 3 I2＋ 3 H2O；

（2）开始滴加Na2S2O3溶液， Na2S2O3溶液少量，碘单质没有反应完，溶液显蓝色，当滴加最后一滴Na2S2O3溶液，碘单质恰好完全反应，所以溶液由蓝色变为无色，且颜色半分钟内不改变 。

（3）据反应：KIO3＋ 5 KI＋ 3 H2SO4＝ 3 K2SO4＋ 3 I2＋ 3 H2O和I2＋2S2O32－＝2 I－＋S4O62－，n(I) = n(KIO3) = 1/3 n(I2) =1/6 n(S2O32－)= 1/6× 2.0× 10-3×15×10-3mol

m(I) = 127g/mol×1/6× 2.0× 10-3×15×10-3mol = 4.2 * 10(-4) g = 6.35 * 10-1 mg , 精制食盐中的碘含量= 6.35 * 10-1 mg /w×10-3kg=635/w mg/kg。

（4） 因为在酸性环境下会发生2H+ + S2O32- = S↓ + SO2 ↑+ H2O，所以在c操作前应)先加适量NaOH中和多余硫酸至溶液中性；否则消耗的S2O32- 偏多，造成结果偏高。

考点：考查学生对实验设计、操作、实验结果分析的能力