Question

（15分）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、Ⅱ生成的部分沉淀及其溶解度（20℃/g）如下表：

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检测Fe3+是否除尽的方法是________________________________________。

②过程Ⅰ选用BaCl2而不选用CaCl2，运用表中数据解释原因____________________。

③除去Mg2+的离子方程式是_______________________________。

④检测Ca2+、Mg2+、Ba2+是否除尽时，只需检测_______（填离子符号）。

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

①过程Ⅳ除去的离子是________________。

②盐水b中含有SO42－。Na2S2O3将IO3－还原为I2的离子方程式是________________。

③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

（1）① 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（2分）

③ 2Mg2+＋2CO32－＋H2O＝Mg2(OH)2CO3↓＋CO2↑（3分）

④Ba2+（2分）

（2）① NH4+、I－（2分）

② 5S2O32－＋8IO3－＋2OH－＝4I2＋10SO42－＋H2O（3分）

③阴极H+放电，促进水的电离， OH－浓度增大，Na+向阴极区移动，生成NaOH（2分）

【解析】

试题分析：（1）①检测Fe3+是否除尽用KSCN溶液。②根据表中数据可以看出：BaSO4的溶解度比CaSO4的小，可将SO42－沉淀更完全。③除去Mg2+的离子方程式：2Mg2+＋2CO32－＋H2O＝Mg2(OH)2CO3↓＋CO2↑。④根据表格中部分沉淀及其溶解度，可以看出BaCO3溶解度最大，则检测Ca2+、Mg2+、Ba2+是否除尽时，只需检验Ba2+，即可。

（2）①过程Ⅳ加入NaClO，是强碱弱酸盐，同时NaClO具有强氧化性，故能氧化NH4+、I－分别生成氮气和碘，即除去的离子为NH4+、I－。

②Na2S2O3将IO3－还原为I2，生成硫酸根离子、碘单质等，根据氧化还原反应方程式和离子方程式的配平方法，离子方程式为：5S2O32－＋8IO3－＋2OH－＝4I2＋10SO42－＋H2O。

③过程VI中，电解NaCl溶液，在电解槽的阴极区电极反应为：2H++2e-=H2↑，即，阴极H+放电，促进水的电离，OH－浓度增大，Na+向阴极区移动，生成NaOH。

考点：考查常见离子的检验、氧化还原反应及电化学等知识。