Question

直接氧化法制備混凝劑聚合硫酸鐵[Fe₂(OH) _n (SO₄) _3－n/2]_m (n>2 , m≤10)的實驗流程如下：

已知：鹽基度=n(OH^－)/3n(Fe)×100% 。式中n(OH^－)、n(Fe)分別表示PFS中OH^－和Fe³⁺的物質的量。所得產品若要用于飲用水處理，需達到鹽基度指標為 8.0%~16.0%。
（1）實驗加入硫酸的作用是   。取樣分析Fe²⁺濃度，其目的是   。
（2）用pH試紙測定溶液pH的操作方法為   。若溶液的pH偏小，將導致聚合硫酸鐵中鐵的質量分數   。（填“偏高”、“偏低”、“無影響”）
（3）氧化時控制反應溫度為50~60℃的原因是   。
（4）聚合反應的原理為m[Fe₂(OH)_n(SO₄) _3-n/2]  [Fe₂(OH)_n(SO₄) _3-n/2 ] _m，則水解反應的化學方程式為   。
（5）產品鹽基度的測定方法：
Ⅰ 稱取m g固體試樣，置于400 mL聚乙烯燒杯中，加入25 mL鹽酸標準溶液，再加20 mL煮沸后冷卻的蒸餾水，搖勻，蓋上表面皿。
Ⅱ 室溫下放置10 min，再加入10 mL氟化鉀溶液，搖勻，掩蔽Fe³⁺，形成白色沉淀。
Ⅲ 加入5滴酚酞指示劑，立即用物質的量濃度為c mol·L^－1的氫氧化鈉標準液滴定至終點，消耗體積為V ml。
Ⅳ 向聚乙烯燒杯中，加入25 mL鹽酸標準溶液，再加20 mL煮沸后冷卻的蒸餾水，搖勻，蓋上表面皿。然后重復Ⅱ、Ⅲ做空白試驗，消耗氫氧化鈉標準液的體積為V₀  ml。
①達到滴定終點的現象為   。
②已知試樣中Fe³⁺的質量分數為w₁，則該試樣的鹽基度(w)的計算表達式為   。

Answer 1

（1）抑制Fe²⁺水解; 確定氧化Fe²⁺所需H₂O₂的量
（2）將小片pH試紙放在點滴板（或表面皿）上，用玻璃棒沾取少量待測液滴在試紙上，迅速與標準比色卡對照; 偏低
（3）溫度過低，反應太慢；溫度過高， H₂O₂分解加快，導致氧化劑用量增加。
（4）Fe₂(SO₄)₃+ nH₂O Fe₂(OH)_n(SO₄) _3-n/2 + (n/2) H₂SO₄
（5）①加入最后一滴NaOH標準液，燒杯中液體顏色恰好為淺紅色，且30s內不變色。
②w=

解析試題分析：本題是通過綠礬經過氧化、水解等步驟制備混凝劑聚合硫酸鐵的流程。（1）綠礬易溶于水，加入硫酸的作用顯然是抑制Fe²⁺以及后面氧化生成的Fe³⁺的水解；反應中Fe^{2 +}要全被氧化，所以需確定其量來確定氧化劑H₂O₂的量；（2）溶液的pH偏小致使Fe³⁺的水解受到抑制，聚合硫酸鐵中OH^-量減少，SO₄^2-量增多，鐵的質量分數減少；（3）溫度控制在一個范圍或一個數值，需從兩個方面解釋，溫度低，反應速率慢，溫度高，會引起易分解的物質（H₂O₂）分解；（4）流程的第四步是水解和聚合，水解是Fe³⁺的部分水解得到聚合物的單體；
（5）加入的鹽酸與聚合硫酸鐵中的OH^-反應，
反應的鹽酸n(HCl)=cV₀×10^-3- cV×10^-3mol= n(OH^-)
聚合硫酸鐵中鐵的物質的量n(Fe)=mw₁÷56= mw₁/56mol
鹽基度=n(OH^－)/3n(Fe)×100%=
考點：本題以工業流程為背景綜合考查了流程過程中條件的控制、水解原理、實驗操作、滴定的計算等知識。