Question

2．向FeI₂溶液中不斷通入Cl₂，溶液中I^-、I₂、IO₃^-、Fe²⁺、Fe³⁺等粒子物質的量隨n（Cl₂）/n（FeI₂）（即Cl₂與FeI₂的物質的量之比）的變化可用如圖簡單表示（“-”表示鐵各種價態(tài)的變化，用“-•-”表示碘各種形態(tài)的變化）．下列結論錯誤的是（　�。�

• A． Cl₂、I₂、IO₃^-、Fe³⁺的氧化性依次減小
• B． 當$\frac{n（C{l}_{2}）}{n（Fe{I}_{2}）}$=1.2時，反應的離子方程式為2Fe²⁺+10I^-+6Cl₂═5I₂+2Fe³⁺+12Cl^-
• C． 當$\frac{n（C{l}_{2}）}{n（Fe{I}_{2}）}$=6.5時，溶液中$\frac{n（C{l}^{-}）}{n（I{O}_{3}^{-}）}$=6.5
• D． 若溶液的體積不變，則溶液的pH減小

Answer 1

分析 由圖可知不斷通Cl₂的過程中，依次發(fā)生以下氧化還原反應：Cl₂+2I^-=2Cl^-+I₂、Cl₂+2Fe²⁺=2Fe³⁺+2Cl^-、5Cl₂+I₂+6H₂O=2IO₃^-+12H⁺+10Cl^-．可見還原性強弱順序為：I^-＞Fe²⁺＞I₂，當n（Cl₂）：n（FeI₂）=1：1時，I^-恰好全被氧化；當n（Cl₂）：n（FeI₂）=1.5時，F(xiàn)e²⁺正好全被氧化；當n（Cl₂）：n（FeI₂）=6.5時，氧化還原反應完畢．
因此，當n（Cl₂）：n（FeI₂）＞1：1時，開始生成Fe³⁺至1.5時，F(xiàn)e³⁺達到最大量；
當n（Cl₂）：n（FeI₂）＞1.5時，開始生成IO₃^-，至6.5時，IO₃^-達到最大量，故折線3的起點若從1.5出發(fā)至6.5結束；
當n（Cl₂）：n（FeI₂）＜1時，碘離子反應生成碘單質，碘離子濃度減小至1時為0，碘單質的濃度最大，為原來碘離子濃度的一半；
當1.5≥n（Cl₂）：n（FeI₂）＞1：1時，F(xiàn)e²⁺濃度減少至1.5時，F(xiàn)e²⁺達到最小量為0，然后結合發(fā)生的離子反應解答．

解答 解：A、原性強弱順序為：I^-＞Fe²⁺，所以氧化性Fe³⁺＞I₂，故A錯誤；
B、當n（Cl₂）：n（FeI₂）=1.2時，碘離子全部被氧化，亞鐵離子部分氧化，則離子反應為2Fe²⁺+10I^-+6Cl₂=5I₂+2Fe³⁺+12Cl^-，故B正確；
C、當n（Cl₂）：n（FeI₂）=6.5時，氯氣和碘化亞鐵恰好反應，反應方程式為13Cl₂+2FeI₂+12H₂O=2FeCl₃+4HIO₃+20HCl，則n（C1^-）：n（IO₃^-）=26：4=13：2=6.5，故C正確；
D、由5Cl₂+I₂+6H₂O=2IO₃^-+12H⁺+10Cl^-可知，隨氯氣的通入，酸性增強，pH減小，故D正確；
故選A．

點評 本題考查離子反應及氧化還原反應，把握氧化性、還原性強弱確定離子反應的先后順序為解答的關鍵，明確每一條折線代表的物質及對應的反應即可解答，題目難度較大．