Question

19．（一）碳酸鑭[La₂（CO₃）₃]可用于治療終末期腎病患者的高磷酸鹽血癥，制備反應原理為：LaCl₃+6NH₄HCO₃═La₂（CO₃）₃↓+6NH₄Cl+3CO₂↑+3H₂O；某化學興趣小組利用下列裝置實驗室中模擬制備碳酸鑭．

（1）制備碳酸鑭實驗流程中導管從左向右的連接順序為：F→A→B→D→E→C
（2）Y中發(fā)生反應的化學反應式為NH₃．H₂O+CaO=Ca（OH）₂+NH₃↑
（3）X中盛放的試劑是NaHCO₃溶液，其作用為吸收揮發(fā)的HCl、同時生成CO₂
（4）Z中應先通入NH₃，后通入過量的CO₂，原因為NH₃在水中溶解度大
（二）氫氧化鈰[Ce（OH）₄]是一種重要的稀土氫氧化物，它可由氟碳酸鈰精礦（主要含CeFCO₃）經(jīng)如下流程獲得：

已知：在酸性溶液中Ce⁴⁺有強氧化性，回答下列問題：
（5）氧化焙燒生成的鈰化合物二氧化鈰（CeO₂），其在酸浸時反應的離子方程式為2CeO₂+H₂O₂+6H⁺=2Ce³⁺+O₂↑+4H₂O．
（6）已知有機物HT能將Ce³⁺從水溶液中萃取出來，該過程可表示為：
2Ce³⁺（水層）+6HT（有機層）2CeT₃（有機層）+6H⁺（水層）
從平衡角度解釋：向CeT₃（有機層）加入H₂SO₄獲得較純的含Ce³⁺的水溶液的原因是混合液中加硫酸導致氫離子濃度增大，平衡向生成Ce³⁺水溶液方向移動．
（7）已知298K時，K_sp[Ce（OH）₃]=1×10^-20，為了使溶液中Ce³⁺沉淀完全，需調(diào)節(jié)pH至少為9．
（8）取某Ce（OH）₄產(chǎn)品0.50g，加硫酸溶解后，用0.1000mol•L^-1的FeSO₄溶液滴定至終點（鈰被還原成Ce³⁺）．
①FeSO₄溶液盛放在酸式（填“酸式”或“堿式”）滴定管中．
②根據(jù)下表實驗數(shù)據(jù)計算Ce（OH）₄產(chǎn)品的純度95.68%．

滴定次數(shù)	FeSO4溶液體積（mL）
	滴定前讀數(shù)	滴定后讀數(shù)
第一次	0.50	23.60
第二次	1.00	26.30
第三次	1.20	24.10

③若用硫酸酸化后改用0.1000mol•L^-1的FeCl₂溶液滴定產(chǎn)品從而測定Ce（OH）₄產(chǎn)品的純度，其它操作都正確，則測定的Ce（OH）₄產(chǎn)品的純度偏低（填“偏高”、“偏低”或“無影響”）．

Answer 1

分析 （一）（1）制備反應原理為：LaCl₃+6NH₄HCO₃═La₂（CO₃）₃↓+6NH₄Cl+3CO₂↑+3H₂O，由裝置可知，W中制備二氧化碳，X除去HCl，Y中制備氨氣，在Z中制備碳酸鑭；
（2）Y中CaO與氨水反應制備氨氣；
（3）X中飽和碳酸氫鈉溶液可除去HCl；
（4）Z中應先通入NH₃，后通入過量的CO₂，與堿性條件下利用吸收二氧化碳有關；
（二）由實驗流程可知，氟碳酸鈰精礦（主要含CeFCO₃）氧化焙燒生成CeO₂，加酸溶解發(fā)生2CeO₂+H₂O₂+6H⁺=2Ce³⁺+O₂↑+4H₂O，過濾分離出不溶物，含Ce³⁺的溶液進行萃取分離得到濃溶液，再與堿反應生成Ce（OH）₃，Ce（OH）₃氧化可生成Ce（OH）₄，
（5）氧化焙燒生成的鈰化合物二氧化鈰（CeO₂），其在酸浸時發(fā)生氧化還原反應；
（6）加入H₂SO₄獲得較純的含Ce³⁺的水溶液，氫離子濃度增大，平衡逆向移動；
（7）已知298K時，K_sp[Ce（OH）₃]=1×10^-20，為了使溶液中Ce³⁺沉淀完全，c（OH^-）=$\root{3}{\frac{1×1{0}^{-20}}{1×1{0}^{-5}}}$=1×10^-5mol/L，結合Kw及pH=-lgc（H⁺）計算；
（8）①FeSO₄溶液水解顯酸性；
②由表格數(shù)據(jù)可知，第二次為25.30mL，誤差較大應舍棄，F(xiàn)eSO₄的物質的量為0.1000mol•L^-1×$\frac{23.10mL+22.90mL}{2}$×0.001L/mL=0.0023mol，根據(jù)電子得失守恒可得關系式CeO₂～FeSO₄，由原子守恒可知Ce（OH）₄的質量為0.0023×208g=0.4784g；
③改用0.1000mol•L^-1的FeCl₂溶液滴定產(chǎn)品從而測定Ce（OH）₄產(chǎn)品的純度，Ce⁴⁺有強氧化性，與Cl^-發(fā)生氧化還原反應，由電子守恒計算的Ce（OH）₄的物質的量及質量偏�。�

解答 解：（一）（1）由裝置可知，W中制備二氧化碳，X除去HCl，Y中制備氨氣，在Z中制備碳酸鑭，則制備碳酸鑭實驗流程中導管從左向右的連接順序為：F→A→B→D→E→C，故答案為：A；B；D；E；C；
（2）Y中發(fā)生反應的化學反應式為NH₃．H₂O+CaO=Ca（OH）₂+NH₃↑，
故答案為：NH₃．H₂O+CaO=Ca（OH）₂+NH₃↑；
（3）X中盛放的試劑是NaHCO₃溶液，其作用為吸收揮發(fā)的HCl、同時生成CO₂，
故答案為：NaHCO₃溶液；吸收揮發(fā)的HCl、同時生成CO₂；
（4）Z中應先通入NH₃，后通入過量的CO₂，原因為NH₃在水中溶解度大，二氧化碳在水中溶解度不大，堿性溶液利用吸收二氧化碳，
故答案為：NH₃在水中溶解度大；
（二）（5）氧化焙燒生成的鈰化合物二氧化鈰（CeO₂），其在酸浸時發(fā)生離子反應為2CeO₂+H₂O₂+6H⁺=2Ce³⁺+O₂↑+4H₂O，
故答案為：2CeO₂+H₂O₂+6H⁺=2Ce³⁺+O₂↑+4H₂O；
（6）向CeT₃（有機層）加入H₂SO₄獲得較純的含Ce³⁺的水溶液的原因是混合液中加硫酸導致氫離子濃度增大，平衡向生成Ce³⁺水溶液方向移動，
故答案為：混合液中加硫酸導致氫離子濃度增大，平衡向生成Ce³⁺水溶液方向移動；
（7）已知298K時，K_sp[Ce（OH）₃]=1×10^-20，為了使溶液中Ce³⁺沉淀完全，c（OH^-）=$\root{3}{\frac{1×1{0}^{-20}}{1×1{0}^{-5}}}$=1×10^-5mol/L，由Kw可知c（H⁺）=1×10^-9mol/L，pH=-lgc（H⁺）=9，故答案為：9；
（8）①FeSO₄溶液水解顯酸性，則FeSO₄溶液盛放在酸式滴定管中，
故答案為：酸式；
②由表格數(shù)據(jù)可知，第二次為25.30mL，誤差較大應舍棄，F(xiàn)eSO₄的物質的量為0.1000mol•L^-1×$\frac{23.10mL+22.90mL}{2}$×0.001L/mL=0.0023mol，根據(jù)電子得失守恒可得關系式CeO₂～FeSO₄，由原子守恒可知Ce（OH）₄的質量為0.0023×208g=0.4784g，則Ce（OH）₄產(chǎn)品的純度為$\frac{0.4784g}{0.5g}$×100%=95.68%，
故答案為：95.68%；
③改用0.1000mol•L^-1的FeCl₂溶液滴定產(chǎn)品從而測定Ce（OH）₄產(chǎn)品的純度，Ce⁴⁺有強氧化性，與Cl^-發(fā)生氧化還原反應，由電子守恒計算的Ce（OH）₄的物質的量及質量偏小，則則測定的Ce（OH）₄產(chǎn)品的純度偏低，
故答案為：偏低．

點評 本題考查物質的制備實驗，為高頻考點，把握制備流程、元素化合物與反應原理、滴定原理及計算等為解答的關鍵，側重分析與實驗、計算能力的考查，綜合性較強，題目難度中等．