题目内容
【题目】碳酸亚铁(白色固体,难溶于水)是一种重要的工业原料,可用于制备补血剂乳酸亚铁,也可用作可充电电池的电极。某研究小组通过下列实验,寻找利用复分解反应制备FeCO3的最佳方案:
实验 | 试剂 | 现象 | |
滴管 | 试管 | ||
0.8 mol/L FeSO4溶液 (pH=4.5) | 1 mol/L Na2CO3溶液 (pH=11.9) | 实验Ⅰ:立即产生灰绿色沉淀,5min后出现明显的红褐色 | |
0.8 mol/L FeSO4溶液 (pH=4.5) | 1 mol/L NaHCO3溶液 (pH=8.6) | 实验Ⅱ:产生白色沉淀及少量无色气泡,2min后出现明显的灰绿色 | |
0.8 mol/L (NH4)2Fe(SO4)2 溶液(pH=4.0) | 1 mol/L NaHCO3溶液 (pH=8.6) | 实验Ⅲ:产生白色沉淀及无色气泡,较长时间保持白色 |
(1)实验I中红褐色沉淀产生的原因可用如下反应表示,请补全反应:_____________
Fe2++
+
+
H2O
Fe(OH)3 +
HCO3
(2)实验II中产生FeCO3的离子方程式为__________________。
(3)为了探究实验III中NH4+所起的作用,甲同学设计了实验IV进行探究:
操作 | 现象 | |
实验IV | 向0.8 mol/L FeSO4溶液中加入________,再加入一定量Na2SO4固体配制成混合溶液(已知Na+对实验无影响,忽略混合后溶液体积变化)。再取该溶液一滴管,与2mL 1mol/L NaHCO3溶液混合 | 与实验III现象相同 |
实验IV中加入Na2SO4固体的目的是_________。
对比实验II、III、IV,甲同学得出结论:NH4+水解产生H+,降低溶液pH,减少了副产物Fe(OH)2的产生。
乙同学认为该实验方案不够严谨,应补充的对比实验操作是:_________,再取该溶液一滴管,与2mL 1mol/L NaHCO3溶液混合。
(4)小组同学进一步讨论认为,定性实验现象并不能直接证明实验III中FeCO3的纯度最高,需要利用如图所示的装置进行定量测定。分别将实验I、II、III中的沉淀进行过滤、洗涤、干燥后称量,然后转移至A处的广口瓶中。
① 补全A中装置并标明所用试剂。____________
② 为测定FeCO3的纯度,除样品总质量外,还需测定的物理量是____________。
(5)实验反思:经测定,实验III中的FeCO3纯度高于实验I和实验II。通过以上实验分析,制备FeCO3实验成功的关键因素是____________。
【答案】 4Fe2+ + 8CO32 + O2 + 10H2O 4Fe(OH)3 + 8HCO3 Fe2+ + 2HCO3
FeCO3↓+ CO2↑ + H2O 硫酸至pH=4.0 控制SO42-浓度,排除干扰 向0.8 mol/L FeSO4溶液中加入Na2SO4固体至c(SO42-)=1.6 mol/L
C中U形管的增重 调节溶液pH
【解析】(1)因为CO32水解显碱性,遇到Fe2+产生 Fe(OH)2的白色沉淀,Fe2+还原性很强,会被O2氧化变成Fe(OH)3红棕色,所以实验I中红褐色沉淀产生的原因:Fe2+ + 8CO32 + O2 + 10H2O 4Fe(OH)3 ↓+ 8HCO3
(2)因为FeSO4溶液的pH=4.5显酸性,HCO3-溶液水解显碱性,所以两者发生相互促进的双水解反应,所以反应方程式:Fe2+ + 2HCO3 FeCO3↓+ CO2↑ + H2O
实验II中产生FeCO3的离子方程式为:Fe2+ + 2HCO3 FeCO3↓+ CO2↑ + H2O
(3)加硫酸调节溶液p H=4.0抑制Fe2+的水解,根据题意知加入Na2SO4固体的目的是调节控制SO42-浓度,排除干扰。
为了验证Na2SO4中SO42-浓度对实验的影响,应做对比实验:向0.8 mol/L FeSO4溶液中加入Na2SO4固体至c(SO42-)=1.6 mol/L。
(4)①检验FeCO3的纯度的方法是通过FeCO3与酸反应产生CO2的量来验证。首先排除装置中的空气,防止干扰,所以此装置应为。答案:
②测定FeCO3的纯度的方法是通过测定FeCO3与酸反应产生CO2的量来确定,通过C中U形管的增重的量来确定CO2的量。所以除样品总质量外,还要测定C中U形管的增重的量。答案:测定C中U形管的增重的量。
(5)I、II、III三个实验中III的酸性强,所以调节溶液pH是提高FeCO3的纯度的方法。答案:调节溶液pH。
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【题目】煤的主要组成元素是碳、氢、氧、硫、氮,燃煤产生CxHy、SO2等大气污染物,煤的气化是高效、清洁利用煤炭的重要途径之一。回答下列问题:
(1)利用煤的气化获得的水煤气( 主要成分为CO、CO2和H2 )在催化剂作用下可以合成绿色燃料甲醇。
已知: H2O(1) = H2O(g) ΔH1= +44 .0kJ/mol
CO2(g)+H2(g) = CO(g)+H2O(g) ΔH2=-3.0kJ/mol
CO2(g)+3H2(g) = CH3OH(g)+H2O(g) ΔH3=-58.7 kJ/mol
写出由CO与H2制备CH3OH 气体的热化学方程式____________。
(2)甲醇和CO2可直接合成碳酸二甲酯(CH3OCOOCH3简称DMC) ;
2CH3OH(g)+CO2(g) CH3OCOOCH3(g)+H2O(g) ΔH4<0
①该化学反应的平衡常数表达式为K=__________
②在恒温恒容密闭容器中发生上述反应,能说明反应达到平衡状态的是________(填编号)。
A.V正(CH3OH)= 2V逆(H2O)
B.容器内气体的密度不变
C.容器内压强不变
D.CH3OH与CO2的物质的量之比保持不变
③一定条件下分别向甲,乙、丙三个恒容密闭容器中加入一定量的初始物质发生该反应,各容器中温度、反应物的起始量如下表,反应过程中DMC的物质的量浓度随时间变化如图所示:
容器 | 甲 | 乙 | 丙 |
容积(L) | 0.5 | 0.5 | V |
温度(℃) | T1 | T2 | T3 |
起始量 | 1molCO2(g) 2molCH3OH(g) | 1molDMC(g) 1molH2O(g) | 2molCO2(g) 2molCH3OH(g) |
甲容器中,在5-15min时的平均反应速率v(CO2)=___________.乙容器中,若平衡时n(CO2)=0.2mol.则T1_____T2 (填“>”“<”或“=”)。两容器的反应达平衡时CO2的转化率: 甲________丙(填“>”“<."或”=”)。
(3)利用甲醇可制成微生物燃料电池(利用微生物将化学能直接转化成电能的装置)。某微生物燃料电池装置如图所示: A极是_____极(填“正”或“负”),其电极反应式是_______。该电池不能在高温下工作的理由是________。