Question

【题目】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。

已知：过程Ⅰ、Ⅱ生成的部分沉淀及其溶解度(20℃/g)如表：

完成下列填空：

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

(1)过程Ⅰ除去的离子是_______________。

(2)检测Fe3+是否除尽的方法是____________________。

(3)过程Ⅰ选用BaCl2而不选用CaCl2，请运用表中数据解释原因______________。

(4)除去Mg2+的离子方程式是________________。

(5)检测Ca2+、Mg2+、Ba2+是否除尽时，只需检测Ba2+即可，原因是_____________。

第二次精制要除去微量的I-、IO3-、NH4+、Ca2+、Mg2+，流程示意如图：

(6)过程Ⅳ除去的离子是__________________。

(7)过程VI中，在电解槽的阴极区生成NaOH，结合化学平衡原理解释___________。

Answer 1

【答案】SO42- 取少量过程II后的滤液于试管中，滴加几滴KSCN 溶液，若溶液不变红，说明Fe 3+已除尽；反之没除尽 BaSO4的溶解度比CaSO4的小，可将SO42-沉淀更完全 2Mg2++2CO32-+H2O=Mg2(OH)2CO3↓+CO2↑ 在BaCO3、CaCO3、Mg2(OH)2CO3中，BaCO3的溶解度最大，若Ba2+沉淀完全，则说明Mg2+和Ca2+也沉淀完全 NH4+、I- H+在阴极上得电子变成H2逸出，使H2OH++OH-的电离平衡向右移动，OH-在阴极区浓度增大，Na+向阴极区移动，最后NaOH在阴极区生成

【解析】

(1)根据钡离子能够与硫酸根离子反应生成硫酸钡沉淀进行解答；

(2)根据Fe3+遇SCN-溶液会变为血红色检验铁离子是否除尽；

(3)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；

(4)Mg2+能够与CO32-反应生成Mg2(OH)2CO3沉淀，从而除去Mg2+杂质，据此写出反应的离子方程式；

(5)根据BaCO3、CaCO3、Mg2(OH)2CO3的溶解度进行分析；

第二次精制要除去微量的I-、IO3-、NH4+、Ca2+、Mg2+，精制盐水先加次氯酸钠，将NH4+氧化成氮气，同时将I-氧化成I2，在盐水a中再加入硫代硫酸钠，将IO3-还原成I2，同时被氧化成硫酸根离子，除去溶液中的I2，得盐水b，通过离子交换法除去Ca2+、Mg2+，得盐水c再电解得氢氧化钠溶液，

(6)次氯酸根离子具有强氧化性，能够氧化铵根离子和碘离子；

(7)根据电解原理及水的电离平衡H2OH++OH-进行分析在电解槽的阴极区生成NaOH原理。

(1)向粗盐水中加入过量BaCl2溶液，BaCl2电离产生Ba2+与溶液中的SO42-反应生成BaSO4沉淀，通过过滤除去BaSO4，从而除去杂质SO42-；

(2)检测Fe3+是否除尽的方法为：取少量过程II后的滤液于试管中，滴加几滴KSCN 溶液，若溶液不变红，说明Fe3+已除尽，反之Fe3+未除尽；

(3)BaSO4的溶度积为2.4×10-4，CaSO4的溶度积为2.6×10-2，显然CaSO4的溶度积大于BaSO4，即BaSO4的溶解度比CaSO4的小，所以加入BaCl2可将SO42-沉淀更完全；

(4)Mg2+能够与CO32-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↑；

(5)根据步骤数据可知，在BaCO3、CaCO3、Mg2(OH)2CO3中，BaCO3的溶解度最大，若Ba2+沉淀完全，则说明Mg2+和Ca2+也沉淀完全；

(6)根据上述分析可知，过程Ⅳ加入NaClO，ClO-能够氧化NH4+、I-，从而除去杂质NH4+、I-；

(7)电解过程中，H+在阴极上得电子变成H2逸出，溶液中c(H+)降低，使H2OH++OH-的电离平衡正向移动，导致OH-在阴极区浓度增大，Na+向阴极区移动，最后NaOH在阴极区生成。