Question

已知H₂SO₃+I₂+H₂O=H₂SO₄+2HI，将0.1molCl₂通入100ml含等物质的量的HI与H₂SO₃的混合溶液中，有一半的HI被氧化，则下列说法正确的是

A．物质的还原性：HI>H₂SO₃>HCl

B．HI与H₂SO₃的物质的量浓度为0.6 mol·L^－1

C．通入0.1molCl₂发生反应的离子方程式为：5Cl₂+4H₂SO₃+2I^－+4H₂O=4SO₄^2－+I₂+10Cl^－+16H⁺

D．若再通入0.05molCl₂，恰好能将HI和H₂SO₃完全氧化

Answer

C

【解析】

试题分析：已知H2SO3+I2+H2O=H2SO4+2HI，说明碘单质的氧化性强于亚硫酸，还原性亚硫酸强于HI，将0.1molCl2通入100ml含等物质的量的HI与H2SO3的混合溶液中，首先被氧化的是亚硫酸，有一半的HI被氧化，则亚硫酸完全被氧化。A．物质的还原性：H2SO3>HI> HCl，故A错误；B．设HI与H2SO3的物质的量均为x，则根据得失电子守恒有：2x+=0.1mol ×2，解得x=0.08mol，HI与H2SO3的物质的量浓度为0.8mol·L－1，故B错误；C．根据上述计算，通入0.1molCl2发生反应的离子方程式为：5Cl2+4H2SO3+2I－+4H2O=4SO42－+I2+10Cl－+16H+，故C正确；D．若再通入0.05molCl2，氧化的HI的物质的量为=0.1mol，而溶液中占有0.04molHI，故氯气过量，故D错误；故选C。

【考点定位】考查氧化还原反应的有关判断与计算

【名师点晴】电子得失守恒法解题的一般思路是：首先找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物；其次找准一个原子或离子得失电子数(注意化学式中粒子的个数)；最后根据题中物质的物质的量和得失电子守恒列出等式。即n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值(高价－低价)＝n(还原剂)×变价原子个数×化合价变化值(高价－低价)。本题中要注意反应的先后顺序。