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第2课时 元素及其化合物综合应用(1课时)
一、教学流程
活动三：操作及原因
问题4．如何加快反应速率，提高“浸出率”？____________________________________。
[答案] ①将原料粉碎；②适当加热；③充分搅拌；④适当提高浸取液的浓度等
问题5．化工流程中
(1)调溶液pH的一般作用是什么？___________________________________。
(2)调溶液pH常用的试剂有哪些？___________________________________。
[答案] (1)常利用题给金属离子沉淀的pH信息，使特定金属离子以氢氧化物沉淀出来
(2)调溶液pH常用氢氧化钠、碳酸钠、金属氧化物[还有酸性气体(二氧化硫)、稀盐酸或稀硫酸]等
[例题6](2020·无锡模拟)某同学通过以下流程制取 NaClO2晶体：
已知：ClO2浓度过高时易发生分解，NaClO2在温度高于60 ℃时易分解， NaClO2 饱和溶液在低于38 ℃时析出NaClO2·3H2O，高于38 ℃时析出 NaClO2。
下列说法不正确的是(　　)
A．步骤①中工业上常用H2C2O4代替Na2SO3
B．步骤②发生反应的离子方程式为2ClO2＋2OH－＋H2O2===2ClO＋O2＋2H2O
C．步骤③的结晶方法为蒸发浓缩，冷却结晶
D．步骤④中制得的NaClO2晶体可用略高于38 ℃的热水洗涤2～3遍
[解析] 步骤①中Na2SO3作为还原剂，H2C2O4也是常见的还原剂，工业上常用H2C2O4代替Na2SO3，故A正确；步骤②发生的反应为碱性条件下ClO2与双氧水发生氧化还原反应生成ClO、O2和H2O，反应的离子方程式为 2ClO2＋2OH－＋H2O2===2ClO＋O2＋2H2O，故B正确；由于NaClO2在温度高于60 ℃时易分解，因此结晶方法不可以用蒸发浓缩和冷却结晶的方法，应该用减压蒸发的办法，故C错误；由于NaClO2饱和溶液在低于38 ℃时析出NaClO2·3H2O，高于38 ℃时析出 NaClO2，步骤④中制得的NaClO2晶体中可用略高于38 ℃的热水洗涤2～3遍，故D正确。
[答案]　C
[例题7]已知Fe(OH)3、Fe(OH)2、Mn(OH)2开始沉淀和沉淀完全时的pH如下表所示。
物质 开始沉淀 沉淀完全
Fe(OH)3 2.7 3.7
Fe(OH)2 7.6 9.6
Mn(OH)2 8.3 9.8
若要除去Mn2＋溶液中含有的Fe2＋，采取的措施是________________________________。
[解析]　控制溶液的pH：通过控制溶液的酸碱性使其中的Fe3＋形成氢氧化物沉淀。
[答案]　先用氧化剂把Fe2＋氧化为Fe3＋，再调溶液的pH至3.7≤pH＜8.3
[例题8](2021·江苏南京市·南京师大附中高三模拟)镀镍废水是重金属污染源之一、含镍废水的处理方法常见的有络合法、离子交换法、沉淀法、电解法等。
(1)络合法。现以EDTA、CS2、环氧氯丙烷和NaOH等合成一种重金属络合剂HMCA，在不同pH、HMCA浓度下对Ni2＋的去除率如图1、图2所示。去除Ni2＋的最佳条件是___________。
(2)一种离子交换和沉淀法工艺如下：
已知该交换树脂为阳离子型树脂(HR，HRR-＋H＋)。
①已知在pH=2时，Ni2＋去除率很低，其原因为___________。
②沉镍时生成NiC2O4·2H2O，写出生成该物质的离子方程式：___________。
③沉淀经过滤、洗涤、灼烧得高纯镍，如何判断沉淀已经洗净？___________。
(3)电解法。以直流电对含镍酸性废水电解，其阴极镍的析出率情况如图所示。电流强度增大，电流效率下降的原因是___________。
[解析](1)Ni2+去除率越高，溶液中Ni2+的浓度越小越好。根据图示可知在pH为6.5～7.5时，Ni2+去除率最高，在ρ(HMCA)=2.3～3.5 g·L-1时Ni2+含量最低，故合适的条件是：pH=6.5～7.5，ρ(HMCA)=2.3～3.5 g·L-1；
(2)①在pH=2时，溶液的酸性较强，溶液中c(H+)较大，电离平衡HRR-＋H＋逆向移动，使得HR电离产生R-的浓度c(R-)降低，因而Ni2＋去除率低；
②在含有高浓度Ni2+的废水中加入H2C2O4，反应生成NiC2O4·2H2O，则生成NiC2O4·2H2O的离子方程式为：Ni2＋+H2C2O4+2H2O=NiC2O4·2H2O↓+2H＋；
③沉淀经过滤、洗涤、灼烧得高纯镍，根据工艺流程，若沉淀已经洗净，则最后一次的洗涤液中无SO42－，可通过先加盐酸、后加入含Ba2+的溶液时无白色沉淀产生判断。故判断沉淀已经洗净的操作方法是：取最后一次的洗涤滤液，先滴入足量的HCl，再滴入BaCl2溶液，若没有白色沉淀生成，则已洗涤干净，否则没有洗净；
(3)用电解法制镍。以直流电对含镍酸性废水电解，根据其阴极镍的析出率可知：电流强度增大，电流效率下降，这是由于电流过大时，会使溶液中的H＋在阴极上得到被还原为H2，导致电流效率下降。
[答案] (1)pH=6.5～7.5，ρ(HMCA)=2.3～3.5 g·L-1 (2)① pH=2时，酸性较强，不利HRR-＋H＋电离产生R-，c(R-)低，因而Ni2＋去除率低。
②Ni2＋+H2C2O4+2H2O=NiC2O4·2H2O↓+2H＋ ③取最后一次的洗涤滤液，先滴入足量的HCl，再滴入BaCl2溶液，若没有白色沉淀生成，则已洗涤干净，否则没有洗净。
(3)电流过大，H＋在阴极被还原为氢气，导致电流效率下降
[归纳总结] 操作及原因
常见的操作 思考角度
表面处理 用水洗除去表面可溶性杂质，金属晶体可用机械法(打磨)加快反应速率，使反应更充分或化学法除去表面氧化物、提高光洁度等。
加氧化剂 氧化某物质，生成目标产物或除去某些离子。
分离、提纯 过滤、蒸发、萃取、分液、蒸馏等常规操作。 从溶液中得到晶体的方法：蒸发浓缩→冷却结晶→过滤→洗涤、干燥。
提高原子利用率 绿色化学(物质的循环利用、废物处理、原子利用率、能量的充分利用)。
在空气中或在其他气体中进行的反应或操作 要考虑O2、H2O、CO2或其他气体是否参与反应；或能否达到隔绝空气、防氧化、防水解、防潮解等目的。
控制溶液的pH ①调节溶液的酸碱性，使金属离子形成氢氧化物沉淀析出(或抑制水解)。 ②“酸作用”还可除去氧化物(膜)。 ③“碱作用”还可除去油污，除去铝片氧化膜，溶解铝、二氧化硅等。 ④特定的氧化还原反应需要的酸性条件(或碱性条件)。
控制温度(常用 水浴、冰浴或油 浴) ①防止副反应的发生。 ②使化学平衡移动；控制化学反应的方向。 ③控制固体的溶解与结晶。 ④控制反应速率；使催化剂达到最大活性。 ⑤升温：促进溶液中的气体逸出，使某物质达到沸点挥发。 ⑥加热煮沸：促进水解，聚沉后利于过滤分离。 ⑦趁热过滤：减少因降温而析出的溶质的量。 ⑧降温：防止物质高温分解或挥发；降温(或减压)可以减少能源成本，降低对设备的要求。
洗涤晶体 ①水洗：通常是为了除去晶体表面水溶性的杂质。 ②冰水洗涤：能洗去晶体表面的杂质离子，且防止晶体在洗涤过程中的溶解损耗。 ③用特定有机试剂清洗晶体：洗去晶体表面的杂质，降低晶体的溶解度、有利于析出，减少损耗等。 ④洗涤沉淀的方法：往漏斗中加入蒸馏水至浸没沉淀，待水自然流下后，重复以上操作2～3次。
[练习1](盐城市2020届高三年级第一次模拟考试)实验室以电镀废渣(Cr2O3、CuO、
Fe2O3及CaO)为原料制取铜粉和K2Cr2O7的主要流程如下：
(1) “酸浸”时，用硫酸而不用盐酸，这是因为 (从浸取产物的溶解性考虑)。
(2)“制铜氨液”{ [Cu(NH3)4]SO4溶液}时，采用8mol·L－1氨水，适量30%H2O2，并通入O2，控制温度为55℃。温度不宜过高，这是因为 。
(3)“沉CuNH4SO3”时可用如下装置(夹持、加热仪器略)：
①制取SO2的化学方程式为 。
②“沉CuNH4SO3”时，反应液需控制在45℃，合适的加热方式是 。
③反应完成的实验现象是 。
(4)设计以“Cr(OH)3、Fe(OH)3”的混合物为原料，制取K2Cr2O7的实验方案：将Cr(OH)3、Fe(OH)3的混合物加入烧杯中，加适量的水调成浆状， ，冰水洗涤及干燥。
(已知：①碱性条件下，H2O2可将+3价的
Cr氧化为CrO42－；酸性条件下，H2O2可将+6
价的Cr还原为+3价的Cr；+6价的Cr在溶液pH
＜5时，主要以Cr2O72－存在；在pH＞7时，
主要以CrO42－存在。②部分物质溶解度曲线
如右图所示。③实验中必须使用的试剂：KOH溶液、10%H2O2溶液、稀盐酸)
[解析](1)工业上酸溶时通常用硫酸而不用盐酸的原因是：硫酸可将CaO转化为CaSO4渣而除去，(2)温度过高会加速NH3的挥发、加速H2O2的分解、“铜氨液”也会分解生成Cu(OH)2，(3)①圆底烧瓶装置中制取SO2的化学方程式为Cu+2H2SO4(浓)CuSO4+SO2↑+2H2O，②装置中控制反应温度在45℃左右的方法是水浴加热，③反应完成的实验现象是：上层清液由深蓝色逐渐变为几乎无色，(4)将Cr(OH)3、Fe(OH)3的混合物加入烧杯中，加适量的水调成浆状，在不断搅拌下加入适量KOH溶液，再加入过量的10% H2O2溶液，维持pH大于7，充分反应后，煮沸(除去过量的H2O2)，静置、过滤，滤液用稀盐酸酸化至pH＜5，蒸发浓缩、冰浴冷却结晶、过滤，以此解答该题。
[答案](1)硫酸可将CaO转化为CaSO4渣而除去 (2) 温度过高会加速NH3的挥发、加速H2O2的分解、“铜氨液”也会分解生成Cu(OH)2 (3)① Cu+2H2SO4(浓)CuSO4+SO2↑+2H2O ② 45℃的水浴加热 ③ 上层清液由深蓝色逐渐变为几乎无色(4)在不断搅拌下加入适量KOH溶液，再加入过量的10%H2O2溶液，维持pH大于7，充分反应后，煮沸(除去过量的H2O2)，静置、过滤，滤液用稀盐酸酸化至pH＜5，蒸发浓缩、冰浴冷却结晶、过滤。
活动四：流程图中的定量分析(重难点突破)
问题6：化工流程题中常考浸出率计算方法有？
[例题9] (2021·浙江高考真题)玻璃仪器内壁残留的硫单质可用热KOH溶液洗涤除去，发生如下反应：
3S+6KOH2K2S+K2SO3+3H2O (x-1)S+K2SK2Sx(x=2~6)
S+ K2SO3K2S2O3
请计算：
(1)0.480 g硫单质与V mL 1.00 mol·L-1热KOH溶液恰好完全反应，只生成K2S和K2SO3，则V=______。
(2)2.560 g硫单质与60.0 mL 1.00 mol·L-1热KOH溶液恰好完全反应，只生成K2Sx和K2S2O3，则x=______。(写出计算过程)
[解析]
(1)根据方程式3S+6KOH2K2S+K2SO3+3H2O可知，3mol S可以和6mol KOH反应，0.48g S的物质的量n=0.015mol，则需要消耗KOH的物质的量n=2n(S)=0.03mol，故需要KOH溶液的体积V== =0.03L=30.0mL，故答案为30.0；
(2)若S与KOH溶液反应生成K2Sx和K2S2O3，则反应的化学方程式为(2x+2)S+6KOH2K2Sx
+K2S2O3+3H2O，根据反应方程式有
解得x=3，故答案为3。
[答案] 30.0 3
[例题10] 重铬酸钾是一种重要的化工原料，一般由铬铁矿制备，铬铁矿的主要成分为FeO·Cr2O3，还含有硅、铝等杂质。制备流程如图所示：
回答下列问题：
(1)步骤①的主要反应为：
FeO·Cr2O3＋Na2CO3＋NaNO3Na2CrO4＋Fe2O3＋CO2↑＋NaNO2上述反应配平后FeO·Cr2O3与NaNO3的系数比为________。该步骤不能使用陶瓷容器，原因是____________。
(2)某工厂用m1kg铬铁矿粉(含Cr2O340%)制备K2Cr2O7，最终得到产品m2kg，产率为 。
[解析]　(1)首先标出变价元素的化合价，分析价态变化可知：1molFeO·Cr2O3失去7mol电子，1molNaNO3得到2mol电子，则由得失电子守恒可知二者系数比应为2∶7；该步骤中主要反应的反应物中有Na2CO3，而陶瓷中含有二氧化硅，二者在熔融时反应，故不能使用陶瓷容器。(2)由Cr元素守恒可知：Cr2O3～K2Cr2O7，则理论产生K2Cr2O7的质量为(×294) g，而实际产量为1000m2g，则产率＝×100%＝×100%。
[答案]　(1)2∶7　陶瓷在高温下会与Na2CO3反应 (2)×100%
[归纳总结]
常用的计算方法
1．明确一个中心 必须以“物质的量”为中心——“见量化摩，遇问设摩”。
2．掌握两种方法
(1)关系式法
在多步反应中，若第一步反应的产物，是下一步反应的反应物，可以根据化学方程
式，将该物质作为“中介”，找出已知物质和所求物质之间量的关系。
(2)差量法
①差量法的应用原理
差量法是指根据化学反应前后物质的量发生的变化，找出“理论差量”。这种差量可以是质量、物质的量、气态物质的体积和压强、反应过程中的热量等。用差量法解题的关键是把化学方程式中的对应差量(理论差量)及差量(实际差量)与未知量列成比例式，然后求解。
②使用差量法时的注意事项
a．所选用差量要与未知量的数值成正比例或反比例关系。
b．有关物质的物理量及其单位都要正确地使用和对应，即“上下一致，左右相当”。
3．巧用“三守恒”
[练习2](江苏省六校联合2021届高三第四次适应性考试化学)高纯碳酸锰在电子工业中有重要的应用，湿法浸出软锰矿(主要成分为MnO2，含少量Fe、Al、Mg等杂质元素)制备高纯碳酸锰的实验过程如图，其中植物粉的作用是作还原剂。
(1)浸出：浸出时温度控制在90℃~95℃之间，并且要连续搅拌3小时的目的是 。
(2)除杂：①向浸出液中加入一定量的碳酸锰矿，调节浸出液的pH为3.5~5.5；②再加入一定量的软锰矿和双氧水，过滤；③…。操作①中使用碳酸锰调pH的优势是 ；操作②中加入双氧水不仅能将Fe2+氧化为Fe3+，而且能提高软锰矿的浸出率。写出双氧水提高软锰矿浸出率的离子方程式 。
(3)制备：在30℃~35℃下，将碳酸氢铵溶液滴加到硫酸锰净化液中，控制反应液的最终pH在6.5~7.0，得到MnCO3沉淀。该反应的化学方程式为 ；生成的MnCO3沉淀需经充分洗涤，检验洗涤是否完全的方法是 。
(4)计算：室温下，Ksp(MnCO3)=1.8×10-11，Ksp(MgCO3)=2.6×10-5，已知离子浓度小于1.0×10-5mol·L-1时，表示该离子沉淀完全。若净化液中的c(Mg2+)=10-2mol/L，试计算说明Mg2+的存在是否会影响MnCO3的纯度 。
[解析] (1)控制温度，连续搅拌是为了软锰矿粉充分反应，提高软锰矿中锰的浸出率，故答案为：提高软锰矿中锰的浸出率；
(2)使用碳酸锰不会引入新的杂质，同时也能增加MnCO3的产量；双氧水能被二氧化锰氧化成氧气，方程式为： MnO2 + H2O2 + 2H+ =Mn2+ + 2H2O +O2↑。故答案为：增加MnCO3的产量(或不引入新的杂质等)；MnO2+H2O2+2H+=Mn2++2H2O+O2↑；
(3)碳酸氢铵容易分解，温度低，可以减少碳酸氢铵的分解，提高原料利用率；反应方程式为：MnSO4+2NH4HCO3MnCO3+(NH4)2SO4+CO2↑+H2O；检验洗涤是否完全，可以看有无硫酸根离子，操作方法为：取最后一次的洗涤滤液1~2 mL 于试管中，向其中滴加用盐酸酸化的BaCl2溶液，若无白色沉淀产生，则表明已洗涤干净。故答案为：MnSO4+2NH4HCO3MnCO3+(NH4)2SO4+CO2↑+H2O；取最后一次的洗涤后的滤液1~2mL于试管中，向其中滴加用盐酸酸化的BaCl2溶液，若无白色沉淀产生，则表明已洗涤干净；
(4)Ksp(MnCO3)=c(Mn2+)·c(CO32-) ，当Mn2+沉淀完全时，c(CO32-)==1.8×10-6 mol·L-1，若Mg2+也能形成沉淀，则要求Mg2+＞=14.4 mol·L-1， Mg2+的浓度10-2mol/L远小于14.4 mol·L-1，说明Mg2+的存在不会影响MnCO3的纯度。故答案为：Ksp(MnCO3)=c(Mn2+)·c(CO32-) ，当Mn2+沉淀完全时，c(CO32-)= =1.8×10-6 mol·L-1，若Mg2+也能形成沉淀，则要求Mg2+＞=14.4 mol·L-1， Mg2+的浓度10-2mol/L远小于14.4 mol·L-1，说明Mg2+的存在不会影响MnCO3的纯度。
[答案]①. 提高软锰矿中锰的浸出率 ②. 增加MnCO3的产量(或不引入新的杂质等)
③. MnO2+H2O2+2H+=Mn2++2H2O+O2↑
④. MnSO4+2NH4HCO3MnCO3+(NH4)2SO4+CO2↑+H2O
⑤. 取最后一次的洗涤后的滤液1~2mL于试管中，向其中滴加用盐酸酸化的BaCl2溶液，若无白色沉淀产生，则表明已洗涤干净 ⑥. Ksp(MnCO3)=c(Mn2+)·c(CO32-) ，当Mn2+沉淀完全时，c(CO32-)==1.8×10-6 mol·L-1，若Mg2+也能形成沉淀，则要求Mg2+＞=14.4 mol·L-1， Mg2+的浓度10-2mol/L远小于14.4 mol·L-1，说明Mg2+的存在不会影响MnCO3的纯度。
[练习3] (2021江苏高考)以软锰矿粉(含 MnO2及少量 Fe、Al、Si、Ca、Mg 等的氧化物)为原料制备电池级MnO2。MnCO3经热解、酸浸等步骤可制备 MnO2。MnCO3在空气气流中热解得到三种价态锰的氧化物，锰元素所占比例(×100%)随热解温度变化的曲线如题图所示。已知：MnO与酸反应生成Mn2+；Mn2O3氧化性强于Cl2，在加热条件下Mn2O3在酸性溶液中转化为 MnO2和Mn2+。
为获得较高产率的MnO2，请补充实验方案：取一定量MnCO3置于热解装置中，通空气气流， ，固体干燥，得到MnO2。(可选用的试剂：1 mol·L 1 H2SO4 溶液、2 mol·L 1HCl溶液、BaCl2溶液、AgNO3溶液)。
【答案】 加热到450℃分解一段时间，将冷却后的固体边搅拌边加入至一定量1 mol·L-1稀H2SO4中，加热，充分反应后过滤，洗涤，取最后一次洗涤滤液加盐酸酸化的0.1 mol·L-1BaCl2溶液，若溶液不变浑浊，过滤缺控温或温度控制错误－1；缺酸浸时的“加热”－2；酸液选择错误其余均正确只得2分
活动五：巩固提升
1．某工厂用CaSO4、NH3、H2O、CO2制备(NH4)2SO4 ， 其工艺流程如图所示，下列推断合理的是( )
A. 向甲中通入CO2可增大c(NH4+)和c(SO42-)
B. 为提高生产效率，通入的NH3和CO2越多越好
C. 颠倒NH3与CO2的加入顺序不影响生产效率
D. 最后一步得到(NH4)2SO4固体的操作为蒸干滤液
2．(2020·新乡模拟)ClO2和NaClO2均具有漂白性，工业上用ClO2气体制NaClO2的工艺流程如图所示。
下列说法不正确的是(　　)
A．步骤a的操作包括过滤、洗涤和干燥
B．吸收器中生成NaClO2的离子方程式：2ClO2＋H2O2===2ClO＋O2↑＋2H＋
C．工业上可将ClO2制成NaClO2固体，便于贮存和运输
D．通入空气的目的是驱赶出ClO2，使其被吸收器充分吸收
3.(1)由折线图分析产生三硫化钼沉淀的过程中应选择的最优温度和时间是________。
(2)利用化学平衡移动原理分析低于或高于最优温度时，MoS3的产率均下降的原因(流程见下图)：_____________________________________________________________。
4.六氟铝酸钠俗称冰晶石，广泛应用于冶铝工业。以磷肥副产物氟硅酸铵为原料制备六氟铝酸钠的简易流程如下：
请回答下列问题：
(1)写出反应①的化学方程式：______________________________________，
适当加热可以提高反应①的化学反应速率，但是温度不宜过高，其原因有两点：其一是避免氨水挥发，降低反应物浓度，其二是_________________________________。
(2)反应③得到Na3AlF6和废液，废液用于反应__________________________________
(填“①”或“②”)循环利用。NH4F溶液不能用玻璃容器盛装，其原因是____________。
(3)通过实验得出Na3AlF6的产率与外界条件关系如图所示(提示：温度、时间针对反应③)。
根据上述实验结果，最佳条件：反应温度、反应时间、氢氧化钠与氢氧化铝的物质的量之比依次是______________________。
5.一种利用化肥中废催化剂(含CoO、Co、Al2O3及少量FeO)制取明矾和CoSO4粗产品的工艺流程如下：
测定CoSO4粗产品中钴的质量分数的步骤如下：准确称取ag产品，先经预处理，然后加入过量的冰乙酸，在加热煮沸下，缓慢滴加KNO2溶液直至过量，生成不溶于乙酸的K3[Co(NO2)6]，再经过滤、洗涤及干燥，称量沉淀的质量为bg。
(1)KNO2溶液氧化并沉淀Co2＋的离子方程式为___________(已知KNO2被还原为NO)。
(2)粗产品中钴元素的质量分数为____________[已知：K3[Co(NO2)6]的相对分子质量为452，列出计算式]。
[参考答案]
1.答案 D
解析：该反应原理为2NH3＋CO2＋H2O=(NH4)2CO3 ， CaSO4＋(NH4)2CO3=CaCO3↓＋(NH4)2SO4 ， CaCO3CaO＋CO2↑。直接蒸干会导致(NH4)2SO4分解。
2.答案　B
解析：冷却结晶得到的固体需过滤、洗涤固体表面吸附的离子、干燥，A项正确；反应在碱性条件下发生，正确的离子方程式为2ClO2＋H2O2＋2OH－===2ClO＋O2＋2H2O，B项错误；通入空气可以使ClO2与溶液充分接触，D项正确。
3.答案 (1)40℃，30min　(2)温度太低不利于H2S逸出；温度太高，盐酸挥发，溶液中c(H＋)下降，都不利于反应正向进行
解析：(1)由图像分析可知，在40 ℃时的产率比其他温度下都高，反应进行到30 min时产率达到最大值，所以产生三硫化钼沉淀的最优温度和时间是40 ℃、30 min。(2)(NH4)2 MoS4与盐酸反应的离子方程式为：MoS＋2H＋===MoS3↓＋H2S↑，如果温度太低不利于H2S逸出，温度太高，盐酸挥发，使溶液中c(H＋)下降，都不利于反应正向进行。
4.答案 (1)(NH4)2SiF6＋4NH3·H2O===6NH4F＋H2SiO3↓＋H2O　避免NH4F水解程度增大而损失 (2)①　NH4F水解生成HF，HF腐蚀玻璃 (3)60℃、60min、2.0
解析：(1)氟硅酸铵与氨水反应，可以看成是氟硅酸铵先水解生成氟化氢、硅酸和氨水，然后氨水和氟化氢反应生成氟化铵。温度高，氨水挥发加快、NH4F水解程度增大，因此应选择合适温度。(2)反应③为NaAlO2＋2H2O＋6NH4F＋2NaOH===Na3AlF6↓＋6NH3·H2O，废液中氨水可以用作反应①的反应物。NH4F发生水解生成HF，HF能与玻璃中的二氧化硅反应生成四氟化硅和水。(3)从图像看出，应选择产率最高的条件。
5.答案 (1)Co2＋＋3K＋＋7NO＋2CH3COOHK3[Co(NO2)6]↓＋NO↑＋H2O＋2CH3COO－ (2)×100%
解析：(1)KNO2将Co2＋氧化为Co3＋，并生成K3[Co(NO2)6]沉淀，NO被还原为NO，根据得失电子守恒、电荷守恒及原子守恒写出离子方程式。(2)b g K3[Co(NO2)6]中含Co元素的质量为b g×，则粗产品中钴元素的质量分数为×100%。
二、教学建议
1．元素及其化合物是高考的重点考查内容,试题通常以本专题知识为载体,综合考查基本概念和基本理论,或与生产、生活、科技、医疗等联系起来考查知识的灵活应用能力。
2．为了更有效地进行高中化学复习，教师要将课堂教学中心由“老师的复习”向“学生的学”和“对学生的评”转移，切实转变教与学的方式。
3．本专题内容常与氧化还原反应、物质的制备与检验、化学平衡、盐类的水解等结合在一起进行考查。
4．重视实验技术在工业生产中的应用，引导考生关注化学的真实性和应用性，体现了能力立意和化学知识的应用，是今后高考命题的方向和热点，综合性强，能够很好地考查学生分析、解决问题的能力，培养实验技能。
三、情境素材
1．近三年高考题中无机工业流程。
2．近三年大市调研试题中的无机工业流程。
3．补充：
(1)新型灭菌消毒剂——二氧化氯
在通常情况下，二氧化氯(ClO2)是一种有刺激性气味的黄绿色气体，沸点为11℃。在常温下，1L水中约能溶解2.9g二氧化氯。它在水中的杀菌、消毒能力比氯气强，效果更持久，受水体的pH变化影响小，且使用起来非常方便、安全。
二氧化氯的应用十分广泛，除用于一般的杀菌、消毒外还用于环保、灭藻、漂白、保鲜等。二氧化氯现已被世界卫生组织(WHO)列为A1级高效安全灭菌消毒剂。由于其他含氯消毒剂在消毒过程中易形成致癌物质，我国从2000年起就逐渐用二氧化氯替代氯气对饮用水进行消毒。
(2)亚硝酸(HNO2)
亚硝酸是弱酸。向亚硝酸钠溶液中加酸，生成亚硝酸(HNO2)。亚硝酸不稳定，仅存在于冷的稀溶液中，微热甚至常温下也会分解，产生红棕色的二氧化氮气体。
NaNO2＋H2SO4(稀)===NaHSO4＋HNO2
2HNO2===NO↑＋NO2↑＋H2O
(3)亚硝酸钠(NaNO2)
①亚硝酸钠的物理性质及用途
亚硝酸钠的化学式为NaNO2，是可溶性盐。其熔点为271 ℃，分解温度为320 ℃。
亚硝酸钠在建筑业中常用作混凝土掺加剂，以促进混凝土凝固，提高其强度，防止在冬天低温施工时混凝土发生冻结。
亚硝酸钠还是一种食品添加剂，用作食品防腐剂和肉类食品的发色剂。
②亚硝酸钠的氧化性
在亚硝酸钠中，氮的化合价为＋3，处于中间价态。因此，亚硝酸钠与强还原性物质反应时，表现出氧化性。如亚硝酸钠与碘化钾反应可生成单质碘。
2NO＋2I－＋4H＋===2NO↑＋I2＋2H2O
析出的碘可以使淀粉溶液变蓝色，据此可以检验NO的存在。
亚硝酸钠与FeCl2溶液反应，生成棕黄色的FeCl3溶液。
NO＋Fe2＋＋2H＋===NO↑＋Fe3＋＋H2O
③亚硝酸钠的还原性
亚硝酸钠与强氧化性物质反应时，表现出还原性。如亚硝酸钠与K2Cr2O7酸性溶液反应时，Cr2O被还原成Cr3＋，K2Cr2O7溶液由橙色变为绿色。
Cr2O ＋3NO＋8H＋===3NO＋2Cr3＋＋4H2O
④亚硝酸钠与氯化钠的鉴别
与氯化钠不同，亚硝酸钠与AgNO3溶液反应生成的AgNO2沉淀可溶于稀硝酸。
Ag＋＋NO===AgNO2↓
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