Question

13．H₂O₂是重要的化學試劑，在實驗室和生產(chǎn)實際中應用廣泛．
（1）H₂O₂不穩(wěn)定，其生產(chǎn)過程要嚴格避免混入Fe²⁺和Fe³⁺，否則會發(fā)生如下兩個反應，加快其分解，且Fe²⁺和Fe³⁺各自的量保持不變．
①2Fe²⁺+H₂O₂+2H⁺=2Fe³⁺+2H₂O
②2Fe³⁺+H₂O₂=O₂↑+2Fe²⁺+2H⁺（填離子方程式）．
（2）H₂O₂的水溶液顯弱酸性，寫出一個用鹽酸制取H₂O₂的化學方程式Na₂O₂+2HCl═2NaCl+H₂O₂．
（3）H₂O₂在使用中通常不會帶來污染．
①工業(yè)上利用Cl₂+H₂O₂=2HCl+O₂除氯，在此反應中被氧化的物質(zhì)是H₂O₂．
②消除某廢液中的氰化物（含CN^-），完成下列反應：CN^-+H₂O₂+H₂O=HCO₃^-+NH₃↑
（4）實驗室常用酸性KMnO₄溶液測定H₂O₂的濃度．取10.00mL H₂O₂溶液樣品（密度近似為1g/mL）于錐形瓶中，加水到50.00mL，當?shù)稳?.10mol/L KMnO₄ 溶液40.00mL后，恰好完全反應．則原樣品中H₂O₂的質(zhì)量分數(shù)是3.4%．

Answer 1

分析 （1）Fe²⁺和Fe³⁺各自的量保持不變，可知第二個離子反應中鐵離子轉(zhuǎn)化為亞鐵離子；
（2）用鹽酸制取H₂O₂，利用鹽酸與過氧化鈉發(fā)生強酸制取弱酸的反應；
（3）①Cl₂+H₂O₂=2HCl+O₂中，Cl元素的化合價降低，O元素的化合價升高；
②結(jié)合原子、電荷守恒分析；
（4）發(fā)生2MnO₄^-+5H₂O₂+6H⁺=2Mn²⁺+8H₂O+5O₂↑，結(jié)合反應計算．

解答 解：（1）過氧化氫有氧化性，能氧化Fe²⁺，發(fā)生2Fe²⁺+H₂O₂+2H⁺═2Fe³⁺+2H₂O，又有還原性，能被Fe³⁺氧化發(fā)生2Fe³⁺+H₂O₂=2Fe²⁺+O₂↑+2H⁺，
故答案為：2Fe³⁺+H₂O₂=O₂↑+2Fe²⁺+2H⁺；
（2）根據(jù)鹽酸能與過氧化鈉反應生成氯化鈉和H₂O₂，方程式為Na₂O₂ +2HCl=2NaCl+H₂O₂，
故答案為：Na₂O₂+2HCl═2NaCl+H₂O₂；
（3）①Cl₂+H₂O₂═2HCl+O₂，該反應中元素的化合價變化為：H₂O₂→O₂，O元素由-1價→0價，失電子，所以H₂O₂是還原劑，還原劑被氧化發(fā)生氧化反應，
故答案為：H₂O₂；
②由原子守恒和電荷守恒得：CN^-+H₂O₂=HCO₃^-+NH₃↑，故答案為：HCO₃^-；
（4）消耗高錳酸根的物質(zhì)的量為0.1mol/L×0.04L=0.004mol，設雙氧水的物質(zhì)的量為n，則
2MnO₄^-+5H₂O₂+6H⁺=2Mn²⁺+8H₂O+5O₂↑
2        5
0.004mol n
解得n=0.01mol，
所以雙氧水的質(zhì)量為0.01mol×34g/mol=0.34g，
10.00mL、密度近似為1g/mL的H₂O₂溶液樣品的質(zhì)量為10g，雙氧水的質(zhì)量分數(shù)=$\frac{0.34g}{10g}$×100%=3.4%，
故答案為：3.4%．

點評 本題考查氧化還原反應的計算，為高頻考點，把握反應中元素的化合價變化、物質(zhì)的量關(guān)系為解答的關(guān)鍵，側(cè)重分析與計算能力的考查，注意守恒法應用，題目難度不大．