Question

硫酸亚锡（SnSO₄）是一种重要的硫酸盐，广泛应用于镀锡工业。某研究小组设计SnSO₄制备路线如下：

查阅资料：

Ⅰ．酸性条件下，锡在水溶液中有Sn²⁺、Sn⁴⁺两种主要存在形式，Sn²⁺易被氧化。

Ⅱ．SnCl₂易水解生成碱式氯化亚锡, Sn相对原子质量为119

回答下列问题：

（1）锡原子的核电荷数为50，与碳元素属于同一主族，锡元素在周期表中的位置是        。

（2）操作Ⅰ是                             过滤洗涤。

（3）SnCl₂粉末需加浓盐酸进行溶解，请用平衡移动原理解释原因                     。

（4）加入Sn粉的作用有两个：①调节溶液pH  ②        。

（5）反应Ⅰ得到沉淀是SnO，得到该沉淀的离子反应方程式是                            。

（6）酸性条件下，SnSO₄还可以用作双氧水去除剂，发生反应的离子方程式是               。

（7）该小组通过下列方法测定所用锡粉的纯度（杂质不参与反应）：

①将试样溶于盐酸中，发生的反应为：Sn + 2HCl===SnCl₂ + H₂↑；

②加入过量的FeCl₃ ；

③用已知浓度的K₂Cr₂O₇滴定生成的Fe²⁺，发生的反应为：

6FeCl₂ + K₂Cr₂O₇ + 14HCl ===6FeCl₃ + 2KCl + 2CrCl₃ +7H₂O

取1.226 g 锡粉，经上述各步反应后，共用去0.100 mol/L K₂Cr₂O₇溶液32.0ml。锡粉中锡的纯度是    。

Answer

（1）五周期ⅣA族(1分) （2）加热浓缩、冷却结晶(2分)

（3）SnCl2 + H2OSn(OH)Cl + HCl(2分) 加入盐酸，使该平衡向左移动，抑制Sn2+水解(2分)

（4）防止Sn2+被氧化 (2分) （5）Sn2+ + CO32-＝SnO↓ + CO2↑ (2分)

（6）Sn2+＋H2O2＋2H+＝Sn4＋＋2H2O (2分) （7）93.2% (2分)

【解析】

试题分析：（1）锡原子的核电荷数为50，锡元素在周期表中的位置是第五周期ⅣA族；

（2）操作Ⅰ是将SnSO4从溶液中结晶出来的操作。从溶液中获得晶体的操作方法是蒸发浓缩、冷却结晶、过滤、洗涤；

（3）SnCl2是强酸弱碱盐，在溶液中会发生水解反应产生Sn(OH)Cl，而使溶液变浑浊，为了抑制盐的水解，可以先在酸中溶解，以增大溶液中H+的浓度，使盐的水解平衡逆向移动，从而得到澄清溶液，水解的离子方程式是：SnCl2 + H2OSn(OH)Cl + HCl；

（4）Sn的化合价有+2、+4两个化合价，SnCl2有还原性，容易被空气中的氧气氧化为+4价，向溶液中加入Sn粉的作用①调节溶液pH ；②防止Sn2+被氧化；

（5）反应Ⅰ得到沉淀是SnO，得到该沉淀的离子反应方程式是Sn2+ + CO32-＝SnO↓+ CO2↑；

（6）双氧水有氧化性，SnSO4有还原性，在酸性条件下，二者发生氧化还原反应，反应的离子方程式是Sn2+＋H2O2＋2H+＝Sn4＋＋2H2O；

（7）物质反应的方程式是：Sn + 2HCl＝SnCl2 + H2↑；SnCl2 + 2FeCl3＝2FeCl2+ SnCl4；6FeCl2 + K2Cr2O7 + 14HCl＝6FeCl3 + 2KCl + 2CrCl3 +7H2O ，则根据方程式得到关系式是：3Sn～6FeCl2～K2Cr2O7。n(K2Cr2O7)＝0.100 mol/L×0.032L＝3.2×10-3mol；则m(Sn)＝(3.2×10-3mol×3) ×119g/mol＝1.14g，所以Sn的含量是（1.142g÷1.226 g）×100%＝93.2%.

考点：考查元素在周期表中的位置、分离混合物的方法、盐的水解平衡影响因素、反应条件的控制、化学方程式和离子方程式的书写、物质含有的成分的测定的知识。