Question

【題目】某地湖鹽中含有Ca2＋、Mg2＋、Fe3＋、SO42－等雜質離子，氨堿廠用該地湖鹽制取燒堿。其中制得精制食鹽水的過程如下：

（1）過程Ⅰ中將粗鹽加水溶解需要適當加熱，其目的是__________。

（2）過程Ⅱ的目的是除去SO42－，加入的X溶液是__________。

（3）下表是過程Ⅱ、Ⅲ中生成的部分沉淀及其在20℃時的溶解度[g/100gH2O]

CaSO4	Mg2(OH)2CO3	CaCO3	BaSO4	BaCO3	Fe(OH)3
2.6×10－2	2.5×10－4	7.8×10－4	2.4×10－4	1.7×10－3	4.8×10－9

①過程Ⅲ中生成的主要沉淀除CaCO3和Fe(OH)3外還有__________。

②過程Ⅳ中調節pH時發生的主要反應的離子方程式為__________。

（4）上述精制食鹽水中還含有微量的I－、IO3－、NH4＋、Ca2＋、Mg2＋，除去這些離子及進行電解的流程如下：

①過程V生成N2的離子方程式為__________。

②過程Ⅳ可以通過控制Na2S2O3的量，將IO3－還原成I2，且鹽水b中含有SO42－，該過程中發生氧化還原反應，其中氧化劑和還原劑的物質的量之比為__________。

③在過程Ⅳ中所用的Na2S2O3俗稱海波，是一種重要的化工原料。商品海波主要成分是Na2S2O3·5H2O。為了測定其含Na2S2O3·5H2O的純度，稱取8.00g樣品，配成250mL溶液，取25.00mL于錐形瓶中，滴加淀粉溶液作指示劑，再用濃度為0.0500mol·L－1的碘水滴定（發生反應2S2O32－＋I2＝S4O62－＋2I－），下表記錄滴定結果：

滴定次數	滴定前讀數（mL）	滴定后讀數（mL）
第一次	0．30	29．12
第二次	0．36	30．56
第三次	1．10	29．88

計算樣品的純度為__________。

Answer 1

【答案】加快物質溶解 BaCl2溶液 BaCO3、Mg2(OH)2CO3 CO32-+2H+＝CO2↑+H2O 2NH4++3ClO-＝N2↑+3Cl-+2H++3H2O 8：5 89.28%

【解析】

粗鹽在加熱條件下溶解后加入氯化鋇溶液，可除去SO42-，生成沉淀為BaSO4，濾液再加入碳酸鈉，可生成CaCO3、Fe(OH)3、BaCO3、Mg2(OH)2CO3等沉淀，溶液中含有CO32-，加入鹽酸除去CO32-，可得到精制鹽水，以此解答（1）～（3）；（4）精制食鹽水中還含有微量的I－、IO3－、NH4＋、Ca2＋、Mg2＋，加入NaClO氧化NH4＋生成氮氣，然后加入Na2S2O3，將IO3－還原為I2，鹽水b中含有Ca2+、Mg2+等，可用離子交換法除去，電解可得到氫氧化鈉溶液，以此解答該題。

（1）將粗鹽加水溶解需要適當加熱，溫度升高，可加快物質溶解；

（2）除去SO42-，可加入BaCl2溶液，生成BaSO4沉淀，即X為BaCl2溶液；

（3）①由表中數據可知，過程Ⅲ中生成的主要沉淀除CaCO3、Fe(OH)3外還有BaCO3、Mg2(OH)2CO3；

②濾液中含有過量的碳酸鈉，過程Ⅳ中調節pH時發生的主要反應的離子方程式為CO32-+2H+＝CO2↑+H2O；

（4）①加入NaClO氧化銨根生成氮氣，方程式為2NH4++3ClO-＝N2↑+3Cl-+2H++3H2O；

②加入Na2S2O3的量，將IO3－還原成I2，且鹽水b中含有SO42－，可知反應中IO3－為氧化劑，化合價由+5價降低到0價，Na2S2O3為還原劑，反應中S元素化合價由+2價升高到+6價，總共升高8價，則氧化劑和還原劑的物質的量之比為8：5；

③表中第二次實驗數據誤差較大，可舍去，則其它兩次平均值為(29.12-0.30+29.88-1.10)mL/2=28.80mL，則n（I2）=0.0288L×0.0500molL-1=1.44×10-3mol，由反應2S2O32－＋I2＝S4O62－＋2I－可知25.00mL溶液中n（Na2S2O3）=2.88×10-3mol，則250mL溶液中含有0.0288mol Na2S2O3，則8.00g樣品中Na2S2O3的純度為(0.0288mol×248g/mol)/8g×100%=89.28%。