Question

10．某同學以反應2Fe³⁺+2I^-?2Fe²⁺+I₂為原理，研究濃度對氧化還原性和平衡移動的影響．實驗如圖1，2：

（1）待實驗Ⅰ（圖1）溶液顏色不再改變時，再進行實驗Ⅱ（圖2），目的是使實驗Ⅰ的反應達到化學平衡狀態．
（2）iii是ii的對比試驗，目的是排除有ii中溶液稀釋對顏色的變化造成的影響．
（3）i和ii的顏色變化表明平衡逆向移動，Fe²⁺向Fe³⁺轉化．用化學平衡移動原理解釋原因：Ag⁺與I^-生成AgI黃色沉淀，I^-濃度降低，2Fe³⁺+2I^-?2Fe²⁺+I₂平衡逆向移動．
（4）根據氧化還原反應的規律，該同學推測i中Fe²⁺向Fe³⁺轉化的原因：外加Ag+使c（I^-）降低，導致I^-的還原性弱于Fe²⁺，用圖2裝置（a、b 均為石墨電極）進行實驗驗證．
①K閉合時，指針向右偏轉，b作正極．
②當指針歸零（反應達到平衡）后，向U型管左管滴加0.01mol•L^-1AgNO₃溶液，產生的現象證實了其推測，該現象是左管出現黃色沉淀，指針向左偏轉．
（5）按照（4）的原理，該同學用如圖裝置進行實驗，證實了ii中Fe²⁺向Fe³⁺轉化的原因．
①轉化原因是左管出現黃色沉淀，指針向左偏轉．
②該實驗與（4）實驗對比，不同的操作是Fe²⁺濃度增大，還原性增強，使Fe²⁺還原性強于I^-．
（6）實驗Ⅰ中，還原性：I^-＞Fe²⁺；實驗Ⅱ中，還原性：Fe²⁺＞I^-．將（3）和（4）、（5）作對比，得出的結論是該反應為可逆的氧化還原反應，在平衡時，通過改變物質的濃度，可以改變物質的氧化、還原能力，并影響平衡移動．

Answer 1

分析 （1）待實驗I溶液顏色不再改變時，再進行實驗II，目的是使實驗I的反應達到化學平衡狀態；
（2）根據實驗iii和實驗ii的對比可以看出是為了排除有ii中水造成溶液中離子濃度改變的影響；
（3）i．加入AgNO₃，Ag⁺與I^-生成AgI黃色沉淀，I^-濃度降低，2Fe³⁺+2I^-?2Fe²⁺+I₂平衡逆向移動； 
ii．加入FeSO₄，Fe²⁺濃度增大，平衡逆移；
①K閉合時，指針向右偏轉，可知b極Fe³⁺得到電子，作正極；
②當指針歸零（反應達到平衡）后，向U型管左管中滴加0.01mol/L AgNO₃溶液，若生成黃色沉淀，可知I^-濃度降低，2Fe³⁺+2I^-?2Fe²⁺+I₂平衡逆向移動；
（5）①Fe²⁺濃度增大，還原性增強；
②與（4）實驗對比，不同的操作是當指針歸零（反應達到平衡）后，向U型管右管中滴加0.01mol/L FeSO₄溶液；
（6）將（3）和（4）、（5）作對比，可知氧化性、還原性與濃度有關．

解答 解：（1）待實驗I溶液顏色不再改變時，再進行實驗II，目的是使實驗I的反應達到化學平衡狀態，否則干擾平衡移動的判斷，
故答案為：化學平衡狀態；
（2）由實驗iii和實驗ii的對比可知，對比實驗的目的是為了排除有ii中水造成溶液中離子濃度改變的影響，
故答案為：溶液稀釋對顏色的變化；
（3）i．加入AgNO₃，Ag⁺與I^-生成AgI黃色沉淀，I^-濃度降低，2Fe³⁺+2I^-?2Fe²⁺+I₂平衡逆向移動，可知Fe²⁺向Fe³⁺轉化，
故答案為：Ag⁺與I^-生成AgI黃色沉淀，I^-濃度降低，2Fe³⁺+2I^-?2Fe²⁺+I₂平衡逆向移動； 
ii．加入FeSO₄，Fe²⁺濃度增大，平衡逆移；
①K閉合時，指針向右偏轉，右側為正極，可知b極Fe³⁺得到電子，則b作正極，
故答案為：正；
②當指針歸零（反應達到平衡）后，向U型管左管中滴加0.01mol/L AgNO₃溶液，若生成黃色沉淀，I^-濃度降低，2Fe³⁺+2I^-?2Fe²⁺+I₂平衡逆向移動，指針向左偏轉，也可證明推測Fe²⁺向Fe³⁺轉化，
故答案為：左管出現黃色沉淀，指針向左偏轉；
（5）①轉化的原因為Fe²⁺濃度增大，還原性增強，使Fe²⁺還原性強于I^-，
故答案為：Fe²⁺濃度增大，還原性增強，使Fe²⁺還原性強于I^-；
②與（4）實驗對比，不同的操作是當指針歸零（反應達到平衡）后，向U型管右管中滴加0.01mol/L FeSO₄溶液，Fe²⁺向Fe³⁺轉化，
故答案為：向U型管右管中滴加0.01mol/L FeSO₄溶液；
（6）將（3）和（4）、（5）作對比，得出的結論是該反應為可逆的氧化還原反應，在平衡時，通過改變物質的濃度，可以改變物質的氧化、還原能力，并影響平衡移動，
故答案為：該反應為可逆的氧化還原反應，在平衡時，通過改變物質的濃度，可以改變物質的氧化、還原能力，并影響平衡移動．

點評 本題為2015年北京高考真題，側重原電池、氧化還原反應及平衡移動的綜合考查，把握平衡移動的影響因素及物質的性質為解答的關鍵，對分析與實驗能力要求較高，題目難度較大．