Question

【題目】 (1)雄黃(As4S4)和雌黃(As2S3)是提取砷的主要礦物原料，二者在自然界中共生。完成下列填空：

①As2S3和SnCl2在鹽酸中反應轉化為As4S4和SnCl4并放出H2S氣體. 若As2S3和SnCl2恰好完全反應，As2S3和SnCl2的物質的量之比為_______.該反應的氧化劑是_____，反應產生的氣體可用_______吸收.

②As2S3和HNO3有如下反應：__As2S3+__NO3-+_____=__H3AsO4+__S+__NO2↑+_______

A.將方程式補充完整并配平

B.若生成1 mol H3AsO4，則反應中轉移電子的物質的量為________.

(2)某溫度下將Cl2通入KOH溶液中，反應后得到KCl，KClO和KClO3的混合溶液，經測定ClO-和的物質的量濃度之比為7:1，則Cl2與KOH反應時，氧化劑和還原劑物質的量之比為___.若5mol Cl2參加反應，轉移電子數為______________(用NA表示阿伏伽德羅常數)

(3)某一反應體系中有反應物和生成物共五種物質：S，H2S，HNO3，NO，H2O. 該反應的化學方程式為______________________；若反應過程中轉移了0.3mol電子，則氧化產物的質量是______g；

Answer 1

【答案】1：1 As2S3 氫氧化鈉溶液或硫酸銅溶液 1 10 10 H+ 2 3 10 2 H2O(補充方程式和配平各1分) 5 mol 3:2 6NA 3H2S+2HNO3=3S+2NO↑+4H2O 4.8

【解析】

(1)①As2S3和SnCl2在鹽酸中反應轉化為As4S4和SnCl4并放出H2S氣體，反應的方程式為2As2S3+2SnCl2+4HCl=As4S4+2SnCl4+2H2S↑，可根據方程式或化合價的變化判斷；反應中As和Sn元素化合價發(fā)生變化，根據化合價的變化判斷氧化劑和還原劑等概念；

②A．結合電子守恒、電荷守恒和原子守恒配平反應方程式；

B．若生成1 mol H3AsO4，參加反應的As2S3物質的量為0.5mol，反應中As元素從+3價升高為+5價，S元素從-2價升高為+6價；

(2) Cl2生成ClO-與ClO3-是被氧化的過程，Cl2生成KCl是被還原的過程，氧化還原反應中氧化劑和還原劑之間得失電子數目相等，根據ClO-與ClO3-的物質的量濃度之比可計算失去電子的總物質的量，進而可計算得到電子的總物質的量，可計算被還原的氯元素的物質的量，則可計算被還原的氯元素和被氧化的氯元素的物質的量之比；

(3) H2S具有還原性，HNO3具有氧化性，二者發(fā)生氧化還原反應。

(1)①根據電子得失守恒知1molAs2S3作氧化劑得到2mol電子，而1molSnCl2作還原劑失去2mol電子，所以二者的物質的量之比是1：1；反應中As元素化合價降低，As2S3為氧化劑，H2S為酸性氣體，可用NaOH溶液吸收；

②A．As元素化合價由+3價升高到+5價，S元素化合價由-2價升高到0價，N元素化合價由+5降低為+4，反應中NO3-發(fā)生還原反應生成NO2，由守恒法得反應方程式為As2S3+10NO3-+10H+=2H3AsO4+3S+10NO2↑+2H2O；

B．若生成1 mol H3AsO4，參加反應的As2S3物質的量為0.5mol，反應中As元素從+3價升高為0價，S元素從-2價升高為+6價，則反應中轉移電子的物質的量為0.5mol×(2×2+2×3)=5mol；

(2) Cl2生成ClO-與ClO3-是被氧化的過程，化合價分別由0價升高為+1價和+5價，ClO-與ClO3-的物質的量濃度之比為7：1，則可設ClO-為7mol，ClO3-為1mol，被氧化的Cl共為8mol，失去電子的總物質的量為7mol×(1-0)+1mol×(5-0)=12mol，根據氧化還原反應中氧化劑和還原劑之間得失電子數目相等，Cl2生成KCl是被還原的過程，化合價由0價降低為-1價，則得到電子的物質的量也應為12mol，則被還原的Cl的物質的量為12mol，所以被還原的氯元素和被氧化的氯元素的物質的量之比為12mol：8mol=3:2；若5mol Cl2參加反應，其中被還原的Cl2的物質的量為5mol ×=3mol，則轉移電子的物質的量為3mol×2=6mol，轉移電子數為6NA；

(3) H2S具有還原性，HNO3具有氧化性，二者發(fā)生氧化還原反應為3H2S+2HNO3=3S+2NO↑+4H2O，S元素的化合價升高，轉移6mol電子生成3mol氧化產物S，則反應過程中轉移了0.3mol電子，則氧化產物的質量是0.3mol××32g/mol=4.8g。