题目内容

14．制烧碱所用盐水需两次精制．第一次精制主要是用沉淀法除去粗盐水中Ca2+、Mg2+、Fe3+、SO42-等离子，过程如下：
Ⅰ．向粗盐水中加入过量BaCl2溶液，过滤；
Ⅱ．向所得滤液中加入过量Na2CO3溶液，过滤；
Ⅲ．滤液用盐酸调节pH，获得一次精制盐水．
（1）过程Ⅰ除去的离子是SO42-，对应的离子方程式是Ba2++SO42-═BaSO4↓．
（2）过程Ⅰ、Ⅱ生成的部分沉淀及其溶解度（20℃/g）如表：
CaSO4Mg2（OH）2CO3CaCO3BaSO4BaCO3
2.6×10-22.5×10-47.8×10-42.4×10-41.7×10-3
①过程Ⅰ选用BaCl2而不选用CaCl2，运用表中数据解释原因BaSO4的溶解度比CaSO4的小，可将SO42-沉淀更完
②除去Mg2+的离子方程式是2Mg2++2CO32-+H2O═Mg2（OH）2CO3↓+CO2↑
（3）第二次精制要除去微量的I-、IO3-、NH4+、Ca2+、Mg2+，流程示意如图：

过程Ⅳ除去的离子是NH4+、I-．

分析 （1）根据氯化钡能够与硫酸根离子反应生成硫酸钡进行解答；
（2）①根据表中数据分析BaSO4与CaSO4的溶解度大小，溶解度越小，沉淀越完全；
②镁离子能够与碳酸根离子反应生成Mg2（OH）2CO3沉淀，从而除去镁离子杂质，据此写出反应的离子方程式；
（3）次氯酸根离子具有强氧化性，能够氧化铵根离子和碘离子；

解答 解：（1）向粗盐水中加入过量BaCl2溶液，硫酸根离子与氯化钡溶液反应生成硫酸钡沉淀，通过过滤除去硫酸钡，从而除去杂质SO42-，离子反应方程式为：Ba2++SO42-═BaSO4↓，
故答案为：SO42-；Ba2++SO42-═BaSO4↓；
（2）①硫酸钡的溶度积为2.4×10-4，硫酸钙的溶度积为2.6×10-2，显然硫酸钙的溶度积大于硫酸钡，即BaSO4的溶解度比CaSO4的小，可将SO42-沉淀更完，
故答案为：BaSO4的溶解度比CaSO4的小，可将SO42-沉淀更完；
③镁离子能够与碳酸根离子反应生成难溶物Mg2（OH）2CO3，反应的离子方程式为：2Mg2++2CO32-+H2O═Mg2（OH）2CO3↓+CO2↑，
故答案为：2Mg2++2CO32-+H2O═Mg2（OH）2CO3↓+CO2↑；
（3）过程Ⅳ加入次氯酸钠，次氯酸根离子能够氧化NH4+、I-，从而除去杂质NH4+、I-，故答案为：NH4+、I-；

点评 题目考查了粗盐的提纯、难溶电解质的沉淀平衡及转化、电解原理、离子方程式的书写等知识，题目难度中等，试题涉及的题量较大，知识点较多，注意掌握粗盐的提纯方法、物质的分离与提纯原则，并能够正确书写离子方程式．

练习册系列答案
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10．下列生活、生产的运用中涉及了氧化还原反应的是（　　）
A．用Al（OH）3治疗胃酸过多B．用熟石灰中和土壤的酸性
C．用金属铝进行铝热法炼铁D．用水玻璃制备硅胶和木材防火剂
11．下列有机物中，互为同分异构体的是（　　）
A．葡萄糖和果糖B．淀粉和纤维素
C．硬脂酸和软脂酸D．甘氨酸和硝基乙烷
2．工业上一般在密闭容器中采用下列反应合成甲醇：
CO（g）+2H2（g）?CH3OH（g）．
（1）不同温度下的平衡转化率与压强的关系如图所示．
①该反应△H＜0 （填“＞”或“＜”，下同），△S＜0，则该反应不一定（填“一定”“一定不”或“不一定”）能自发进行
②实际生产条件控制在250℃、l.3×l04kPa左右，你认为选择此压强的理由是该压强下，CO转化率已较高（90%左右），再增大压强CO转化率提高不大，且生产成本增加．
（2）某温度下，将2mol CO和6mol H2充入2L的密闭容器中，3分钟后，达到平衡状态，测得c（CO）=0.1mol•L -1．
①反应初始3min内H2的平均反应速率为0.6mol/（L•min），该反应的平衡常数K=6.25．
②在其他条件不变的情况下，将容器体积压缩到原来的$\frac{1}{2}$，达到新平衡时，与原平衡相比，下列有关说法正确的是bc（填字母）．
a．氢气的浓度减少               b．正反应速率加快，逆反应速率也加快
c．甲醇的物质的量增加           d．n（H2）/n（CH3OH）增大．
9．用系统命名法给下列物质命名：
①名称2，3，4，6-四甲基-3-乙基辛烷．
②名称：2-甲基-3-乙基-1-戊烯．

③名称：3，3-二甲基-2-丙基-1-戊烯．
19．硫化氢的转化是资源利用和环境保护的重要研究课题．由硫化氢获得硫单质有多种方法．
（1）用脱硫剂ZDE-01的海绵铁法脱硫，可实现常温脱硫
①脱硫：Fe2O3•H2O（s）+3H2S（g）=Fe2S3•H2O（s）+3H2O（g）△H=-akJ/mol
②再生：2Fe2S3•H2O（s）+3O2（g）=2Fe2O3•H2O（s）+6S（s）△H=-bkJ/mol
则2H2S（g）+O2（g）=2H2O（g）+2S（s）△H=-$\frac{（2a+b）}{3}$kJ/mol（用a、b表示）
（2）H2S在高温下分解生成硫蒸气和H 2．若反应在不同温度下达到平衡时，混合气体中各组分的体积分数如图所示，
①H 2 S在高温下分解反应的化学方程式为2H2S（g）?2H2（g）+S2（g）．
②据图1计算；若1400℃时，VL恒容容器中加入amol的H2S，则该条件下的平衡常数可表示为$\frac{a}{4V}$mol•L-1
（3）H2S的废气可用烧碱溶液吸收，将烧碱吸收H2S后的溶液加入到如图2所示的电解池的阳极区进行电解
①写出电解时阴极的电极反应式：2H2O+2e-=H2↑+2OH-．
②Na2S溶液中离子浓度由大到小顺序：c（Na+）＞c（S2-）＞c（OH-）＞c（HS-）＞C（H+）
（4）H2S气体溶于水形成的氢硫酸是一种二元弱酸，25℃时，在0.10mol•L-1 H2S溶液中，通入HCl气体或加入NaOH固体以调节溶液pH，溶液pH与c（S2-）关系如图3所示（忽略溶液体积的变化、H2S的挥发）．
①pH=13时，溶液中的c（H2S）+c（HS-）=0.043mol•L-1．
②某溶液含0.020mol•L-1Mn2+、0.10mol•L-1H2S，当溶液pH=5时，Mn2+开始沉淀．
6．室温下，将1.000mol•L-1盐酸逐滴滴入20.00mL 1.000mol•L-1氨水中．溶液的pH和温度随加入盐酸的体积变化曲线如图所示．下列说法不正确的是（　　）
A．a点由水电离出的c（H+）＜1.0×10-14mol•L-1
B．b点时存在c（NH4+）+c（NH3•H2O）=c（C1-）
C．c点以后溶液温度下降的原因是盐酸的持续加入
D．在整个过程中可能会出现的离子浓度关系：c（NH4+）=c（C1-）＞c（H+）=c（OH-）
3．以黄铜矿（主要成分二硫化亚铁铜CuFeS2）为原料，用Fe2（SO4）3溶液作浸取剂提取铜，总反应的离子方程式是CuFeS2+4Fe3+?Cu2++5Fe2++2S．
（1）该反应中，Fe3+体现氧化性．
（2）上述总反应的原理如图1所示．负极的电极反应式是CuFeS2-4e-═Fe2++2S+Cu2+．
（3）一定温度下，控制浸取剂pH=1，取三份相同质量黄铜矿粉末分别进行如下实验：
实验操作2小时后Cu2+浸出率/%
I加入足量0.10mol•L-1 Fe2（SO4）3溶液78.2
II加入足量0.10mol•L-1 Fe2（SO4）3溶液，通入空气90.8
III加入足量0.10mol•L-1 Fe2（SO4）3溶液，再加入少量0.0005mol•L-1 Ag2SO4溶液98.0
①对比实验 I、II，通入空气，Cu2+浸出率提高的原因是通入O2后，发生反应4Fe2++O2+4H+═4Fe3++2H2O，c（Fe2+）降低，c（Fe3+）升高，总反应的平衡正向移动．
②由实验 III推测，在浸取Cu2+过程中Ag+作催化剂，催化原理是：
ⅰ．CuFeS2+4Ag+═Fe2++Cu2++2Ag2S
ⅱ．Ag2S+2Fe3+═2Ag++2Fe2++S
为证明该催化原理，进行如下实验：
a．取少量黄铜矿粉末，加入少量0.0005mol•L-1 Ag2SO4溶液，充分混合后静置．取上层清液，加入稀盐酸，观察到溶液中无明显现象，证明发生反应 i．
b．取少量Ag2S粉末，加入pH=1的0.10mol•L-1Fe2（SO4）3溶液溶液，充分混合后静置．取上层清液，加入稀盐酸，有白色沉淀，证明发生反应 ii．
（4）用实验 II的浸取液电解提取铜的原理如图2所示：

①电解初期，阴极没有铜析出．用电极反应式解释原因是Fe3++e-═Fe2+．
②将阴极室的流出液送入阳极室，可使浸取剂再生，再生的原理是Fe2+在阳极失电子生成Fe3+：Fe2+-e-═Fe3+，SO42-通过阴离子交换膜进入阳极室，Fe2（SO4）3溶液再生．
4．14C 常用于测定年代，关于其说法正确的是（　　）
A．比 12C 多两个质子B．与 12C 化学性质相似
C．与 12C 互为同素异形体D．质子数与中子数相等

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