Question

【題目】硫酸亞錫（SnSO4）是一種重要的硫酸鹽，廣泛應用于鍍錫工業。某研究小組設計SnSO4制備路線如下：

查閱資料：I．酸性條件下，錫在水溶液中有Sn2+、Sn4+兩種主要存在形式，Sn2+易被氧化

II.SnCl2易水解生成堿式氧化亞錫，Sn相對原子質量為119。

回答下列問題：

（1）錫原子的核電荷數為50，與碳元素屬于同一主族，錫元素在周期表中的位置是______。

（2）操作I是________________。

（3） SnCl2粉末需加濃鹽酸進行溶解，請用平衡移動原理解釋原因____________。

（4）加入Sn粉的作用有兩個：①調節溶液：②______________。

（5）反應I中發生反應的離子方程式為：________。

（6）酸性條件下，SnSO4還可以用作H2O2去除劑，發生反應的離子方程式是：_______。

（7）該小組通過下列方法測定所用錫粉的純度（雜質不參與反應）:

①將試樣溶于鹽酸中，發生的反應為Sn+2HCl=SnCl2+H2↑

②加入過量的FeCl3

③用已知濃度的K2Cr2O7，滴定生成的Fe2+，發生的反應為：Sn+2HCl=6FeCl3+2KCl+2CrCl3+7H2O

取1.226g錫粉，經上述各步反應后，共用去0.100mol/L K2Cr2O7溶液32.0mL。錫粉中錫的質量分數是_______。

Answer 1

【答案】（1）第五周期第ⅣA族；（2）蒸發濃縮、冷卻結晶；

（3）SnCl2水解反應為SnCl2+H2OSn(OH)Cl+HCl，加入鹽酸，使水解平衡向左移動，抑制Sn2+水解；（4）防止Sn2+被氧化；（5）Sn2++CO32-═SnO↓+CO2↑；

（6）Sn2++H2O2+2H+=Sn4++2H2O；（7）93.18%

【解析】

試題分析：（1）錫原子的核電荷數為50，50－2－8－8－18＝14，因此錫元素在周期表中的位置是第五周期ⅣA族；

（2）操作Ⅰ是將SnSO4從溶液中結晶出來的操作。從溶液中獲得晶體的操作方法是蒸發濃縮、冷卻結晶、過濾、洗滌、干燥等；

（3）SnCl2是強酸弱堿鹽，在溶液中會發生水解反應產生Sn（OH）Cl，而使溶液變渾濁，為了抑制鹽的水解，可以先在酸中溶解，以增大溶液中H+的濃度，使鹽的水解平衡逆向移動，從而得到澄清溶液，水解的離子方程式是：SnCl2 + H2OSn（OH）Cl + HCl；

（4）Sn的化合價有+2、+4兩個化合價，SnCl2有還原性，容易被空氣中的氧氣氧化為+4價，向溶液中加入Sn粉的作用①調節溶液pH；②防止Sn2+被氧化；

（5）反應Ⅰ得到沉淀是SnO，Sn元素化合價為變化，屬于非氧化還原反應，同時生成氣體，該氣體為二氧化碳，離子方程式為Sn2++CO32-═SnO↓+CO2↑；

（6）雙氧水有氧化性，SnSO4有還原性，在酸性條件下，二者發生氧化還原反應，反應的離子方程式是Sn2++H2O2+2H+═Sn4++2H2O；

（7）有關物質反應的方程式是：Sn+2HCl＝SnCl2 + H2↑；SnCl2 + 2FeCl3＝2FeCl2+ SnCl4；6FeCl2 + K2Cr2O7 + 14HCl＝6FeCl3 + 2KCl + 2CrCl3 +7H2O，則根據方程式得到關系式是：3Sn～6FeCl2～K2Cr2O7。n（K2Cr2O7）＝0.100 mol/L×0.032L＝3.2×10-3mol；則m（Sn）＝（3.2×10-3mol×3）×119g/mol＝1.142g，所以Sn的含量是（1.142g÷1.226 g）×100%＝93.2%。