Question

【题目】某地湖盐中含有Ca2+、Mg2+、Fe3+、SO42-等杂质离子，氨碱厂用该地湖盐制取烧碱。其中制得精制食盐水的过程如下：

（1）过程Ⅰ中将粗盐加水溶解需要适当加热，其目的是____________________________。

（2）过程Ⅱ的目的是除去SO42-，加入的X溶液是________________________。

（3）下表是过程Ⅱ、Ⅲ中生成的部分沉淀及其在20℃时的溶解度[g/(100gH2O)：

CaSO4	Mg2(OH)2CO3	CaCO3	BaSO4	BaCO3	Fe(OH)3
2.6×10-2	2.5×10-4	7.8×10-4	2.4×10-4	1.7×10-3	4.8×10-9

①过程Ⅲ中生成的主要沉淀除CaCO3和Fe(OH)3外还有_______________________。

②过程Ⅳ中调节pH时发生的主要反应的离子方程式为_________________________________。

（4）上述精制食盐水中还含有微量的I-、IO3-、NH4+、Ca2+、Mg2+，除去这些离子及进行电解的流程如下：

①过程Ⅴ生成N2的离子方程式为__________________________________。

②过程Ⅵ可以通过控制Na2S2O3的量，将IO3-还原为I2，且盐水b中含有SO42-，该过程中发生氧化还原反应，其中氧化剂和还原剂的物质的量之比为________________________________。

③在过程Ⅳ中所用的Na2S2O3俗称海波，是一种重要的化工原料。商品海波主要成分是Na2S2O3·5H2O。为了测定其含Na2S2O3·5H2O的纯度，称取8.00 g样品，配成250 mL溶液，取25.00 mL于锥形瓶中，滴加淀粉溶液作指示剂，再用浓度为0.050 0 mol·L-1的碘水滴定（发生反应2S2O32-+I2==S4O62-+2I-），下表记录滴定结果：

滴定次数	滴定前读数（mL）	滴定后读数（mL）
第一次	0.30	29.12
第二次	0.36	30.56
第三次	1.10	29.88

计算样品的纯度为________________________________。

Answer 1

【答案】 加快物质溶解 BaCl2溶液 BaCO3、Mg2(OH)2CO3 CO32-+2H+=CO2↑+H2O 2NH4++3ClO-==N2↑+3Cl-+2H++3H2O 8.5 89.28%

【解析】（1）因为溶解需要吸热，过程Ⅰ中将粗盐加水溶解需要适当加热，其目的是加快物质溶解。

（2）因为SO42-+Ba2+= BaSO4难溶于水和酸的沉淀，所以过程Ⅱ是除去SO42-，需加入BaCl2溶液。

（3）①过程II剩余的滤液中含有的阳离子为Ca2+、Mg2+、Fe3+ Ba2+离子，加Na2CO3

后，过程Ⅲ中生成的主要沉淀除CaCO3和Fe(OH)3 BaCO3、Mg2(OH)2CO3。答案：BaCO3、Mg2(OH)2CO3。

②过程Ⅲ滤液中含有CO32-， 过程Ⅳ中调节pH时发生的主要反应的离子方程式为CO32-+2H+=CO2↑+H2O。

（4）由图①过程Ⅴ生成N2的离子方程式为2NH4++3ClO-==N2↑+3Cl-+2H++3H2O

②过程VI可以通过控制Na2S2O3的量，将IO3-还原为I2，且盐水b中含有SO42-，该过程中发生氧化还原反应为：5S2O32-+ 8IO3-+ H2O=5 I2+ 10SO42-+ 2H+氧化剂和还原剂的物质的量之比为8：5。

③根据题中表中的数据可知，第二次数据偏差较大，所以取一、三两次实验的数据，所以用去的碘水的体积为（28.82+28.78）/2mL=28.8mL，碘的物质的量为：0.0500molL-l×0.0288L=0.00144mol，
2S2O32-+I2═S4O62-+2I-，
2 1
x 0.00144mol
解x=0.00288mol，故Na2S2O35H2O的物质的量为0.00288mol，质量为：0.00288×248g/mol=0.714g，则称取8.0g产品，配制成250mL溶液中，Na2S2O35H2O的质量为=0.714g×250/25=7.14g。故产品的纯度为：7.14/8.0×100%=89.28%