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【題目】工業上,以鈦鐵礦(主要含FeTiO3,還含有Fe2O3 Al2O3、SiO2等雜質)為原料制備二氧化鈦并得到副產品綠礬(FeSO4·7H2O)的工藝流程如下圖所示。

已知:TiO2+在一定條件下會發生水解。

回答下列問題:

(1)要提高酸浸時鈦礦石的溶解速率,可行的措施是(寫一條即可)_______________黑鈦液中生成的主要陽離子有TiO2+Fe2+,步驟①主要反應的化學方程式是_________

(2)步驟②中,加入鐵粉的主要作用是_____,同時也會將部分TiO2+還原為Ti3+

(3)向濾液2中通入空氣的目的是______(用離子方程式表示)。

(4)請結合化學用語用化學平衡理論解釋步驟④中加入熱水稀釋將TiO2+轉化為Ti(OH)4 的原因:_________________

(5)副產品綠礬中含有雜質[Al2(SO4)3]。要將副產品進一步提純,請結合右圖的綠礬溶解度曲線完成提純過程:將副產品溶于稀硫酸中,充分攪拌后,用NaOH溶液調節反應液的pH約為5,過濾沉淀后得到FeSO4溶液,______,過濾,用冰水洗滌,低溫干燥,得到FeSO4·7H20晶體。

(6)用氧化還原滴定法測定制備得到的產品中TiO2的質量分數:在一定條件下,將一定量的產品溶解并將TiO2還原為Ti3,再以KSCN溶液作為指示劑,用硫酸鐵銨[NH4Fe(SO4)2]標準溶液滴定Ti3至全部生成Ti4

①滴定終點的現象是_______________

②滴定分析時,稱取TiO2試樣0.2 g,消耗0.1 mol/L NH4Fe(SO4)2標準溶液24.00mL,則TiO2的質量分數為_______________

【答案】粉碎礦石或加熱反應物或及時攪拌等 FeTiO3+2H2SO4FeSO4+TiOSO4+2H2O Fe3+轉化為Fe2+并防止Fe2被氧化 4Ti3++ O2 + 2H2O4TiO2+ + 4H+ TiO2+在溶液中水解:TiO2+ + 3H2O Ti(OH)4 + 2H+ △H>0,當加入熱水稀釋、升溫后平衡正向移動生成Ti(OH)4 加熱濃縮得到60℃的飽和溶液,再冷卻至室溫(或0℃)結晶 滴入最后滴標準溶液時, 錐形瓶內溶液變成紅色, 且半分鐘不褪色 96%

【解析】

(1)要提高酸浸時鈦礦石的溶解速率,可增大接觸面積、加熱或加快攪拌;黑鈦液中生成的主要陽離子有TiO2+Fe2+,他們的存在形式是TiOSO4FeSO4,反應的化學方程式是:FeTiO3+2H2SO4FeSO4+TiOSO4+2H2O;

(2)由(1)可知黑鈦液中生成的主要陽離子有TiO2+Fe2+,加入鐵粉的目的除了可將部分TiO2+還原為Ti3+之外,還可將Fe3+轉化為Fe2+并防止Fe2被氧化;

(3)向濾液2中通入空氣,可將三價的鈦離子氧化成TiO2+,用離子方程式表示為:4Ti3++ O2 + 2H2O=4TiO2+ + 4H+

(4)TiO2+在一定條件下會發生水解生成Ti(OH)4和氫離子,溶液中存在平衡:TiO2++3H2OTi(OH)4+2H+,△H>0,當加入熱水稀釋、升溫后平衡正向移動生成Ti(OH)4

(5)根據金屬離子沉淀的pH通過滴加NaOH溶液調節pH5.0Al3+除去過濾即得到FeSO4溶液加熱濃縮得到60℃飽和溶液然后放在冰水中冷卻至室溫冷卻結晶后過濾洗滌低溫干燥,得到FeSO4·7H20晶體;

(6)①TiO2Ti的化合價由+4→+3價,化合價降低,把Fe2氧化成Fe3,Fe3KSCN溶液,溶液變紅,即滴定到終點的現象是:滴入最后一滴標準溶液時, 錐形瓶內溶液變成紅色, 且半分鐘不褪色;③依據得失電子數目守恒,有:n(Fe2)×1=n(TiO2)×1,即n(TiO2)=n(Fe2)=24×103×0.1mol=2.4×103mol,其質量分數為2.4×103×80/0.2×100%=96%;

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A. ①②B. ③④C. ②③D. ②④

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