题目内容
【题目】以氯化钾和钛白厂的副产品硫酸亚铁为原料生产硫酸钾、过二硫酸铵和氧化铁红颜料， 原料的综合利用率较高。其主要流程如下：
（1）反应I前需在FeSO4溶液中加入_____（填字母），以除去溶液中的Fe3＋。
A．锌粉 | B．铁屑 | C．KI溶液 | D．H2 |
（2）反应I需控制反应温度低35℃，其目的是______________________。
（3）工业生产上常在反应Ⅲ的过程中加入一定量的醇类溶剂，其目的是：________。
（4）反应Ⅳ常被用于电解生产(NH4)2S2O8(过二硫酸铵)。电解时均用惰性电极，阳极
发生的电极反应可表示为：__________________________。
【答案】B 防止NH4HCO3分解（或减少Fe2+的水解 ） 降低K2SO4的溶解度，有利于K2SO4析出 2SO42－－2e－＝S2O82－
【解析】
（1）Fe3＋有氧化性，在除杂时不能引入新的杂质离子，所以可利用其氧化性，向溶液中加入还原铁粉，发生反应：2Fe3＋+Fe=3Fe2+，达到除杂的目的。该方法比较简单。
（2）如果温度过高会导致NH4HCO3分解，同时由于水解反应是吸热反应，温度越高水解速率越快，也会加快Fe2＋的水解，这样会使原料利用率降低。
（3）由题目看出在III反应中生成的K2SO4为固体，而K2SO4在无机溶剂中溶解度比较大，在醇中溶解度较小，所以加入醇类溶剂目的降低K2SO4的溶解度。
（4）根据电解原理，在阳极SO42-失去电子发生氧化反应，电极反应式是：2SO42- -2e－==2S2O82-。
【题目】I.部分弱酸的电离平衡常数如表：
弱酸 | HCOOH | HNO2 | H2S | H2SO3 | H2C2O4 | H2CO3 |
电离平衡常数（25℃） | K=1.8×10-4 | K=5.1×10-4 | K1=9.1×10-8 K2=1.1×10-12 | K1=1.23×10-2 K2=6.6×10-8 | K1=5.4×10-2 K2=5.4×10-5 | K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 |
（1）上表的6种酸进行比较，酸性最弱的是：___；HCOO-、S2-、HSO3-3种离子中，最难结合H+的是___。
II.已知在室温的条件下，pH均为5的H2SO4溶液和NH4Cl溶液，回答下列问题：
（1）两溶液中c(H＋)·c(OH－)＝___。
（2）各取5mL上述溶液，分别加水稀释至50mL，pH较大的是__溶液。
（3）各取5mL上述溶液，分别加热到90℃，pH较小的是___溶液。
（4）两溶液中由水电离出的c(H＋)分别为：H2SO4溶液___；NH4Cl溶液__。
（5）取5mLNH4Cl溶液，加水稀释至50mL，c(H＋)___10－6mol·L－1(填“>”、“<”或“＝”)，
__(填“增大”、“减小”或“不变”)
【题目】25℃时，有关物质的电离平衡常数如下：
化学式 | CH3COOH | H2CO3 | H2SO3 |
电离平衡常数K | K=1.8×10-5 | K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 | K1=1.5×10-2 K2=1.02×10-7 |
（1）以上三种电解质的酸性由强至弱顺序为__________________(用化学式表示，下同)。
（2）常温下，0.02 mol·L－1的CH3COOH溶液的电离度约为______，体积为10mLpH=2的醋酸溶液与亚硫酸溶液分别加蒸馏水稀释至1000mL，稀释后溶液的pH，前者________后者(填“＞、＜或=”)。
（3）已知NaHSO3溶液显酸性，其原因是____________(离子方程式配适当文字叙述)。
（4）H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为_______________________。
