Question

氯堿工業(yè)以電解精制飽和食鹽水的方法制取氯氣、氫氣、燒堿和氯的含氧酸鹽等系列化工產品。下圖是離子交換膜法電解食鹽水的示意圖，圖中的離子交換膜只允許陽離子通過。

完成下列填空：

（1）寫出電解飽和食鹽水的離子方程式。                              

（2）離子交換膜的作用為：                   、                      。

（3）精制飽和食鹽水從圖中       位置補充，氫氧化鈉溶液從圖中        位置流出。（選填“a”、“b”、“c”或“d”）

（4）KClO₃可以和草酸（H₂C₂O₄）、硫酸反應生成高效的消毒殺菌劑ClO₂，還生成CO₂和KHSO₄等物質。

寫出該反應的化學方程式                          。

（5）室溫下，0.1 mol/L NaClO溶液的pH           0.1 mol/L Na₂SO₃溶液的pH。（選填“大于”、“小于”或“等于”）。濃度均為0.1 mol/L 的Na₂SO₃和Na₂CO₃的混合溶液中，SO₃^2–、CO₃^2–、HSO₃^–、HCO₃^– 濃度從大到小的順序為                                         。

已知：  H₂SO₃        K_i1=1.54×10^-2        K_i2=1.02×10^-7

        HClO        K_i1=2.95×10^-8

        H₂CO₃        K_i1=4.3×10^-7     K_i2=5.6×10^-11

Answer 1

【答案】（1） 2Cl^－＋2H₂OCl₂↑＋H₂↑＋2OH^－。

（2）阻止OH^-進入陽極室，與Cl₂發(fā)生副反應：2NaOH+Cl₂=NaCl+NaClO+H₂O；阻止陽極產生的Cl₂和陰極產生的H₂混合發(fā)生爆炸。

（3）a；d；

（4）2KClO₃+ H₂C₂O₄+ 2H₂SO₄= 2ClO₂+2CO₂+2KHSO₄+2H₂O.

（5）大于；SO₃^2–>CO₃^2–>HCO₃^–>HSO₃^–。

【解析】

（1）電解飽和食鹽水時，溶液中的陽離子H+在陰極得到電子變?yōu)镠₂逸出，使附近的水溶液顯堿性，溶液中的陰離子Cl^-在陽極失去電子，發(fā)生氧化反應。產生Cl₂。反應的離子方程式是2Cl^－＋2H₂OCl₂↑＋H₂↑＋2OH^－。

（2）圖中的離子交換膜只允許陽離子通，是陽離子交換膜，可以允許陽離子通過，不能使陰離子通過，這樣就可以阻止陰極溶液中的OH^-進入陽極室，與氯氣發(fā)生反應，阻止Cl^-進入陰極室，使在陰極區(qū)產生的NaOH純度更高。同時可以阻止陽極產生的Cl₂和陰極產生的H₂混合發(fā)生爆炸。

（3）隨著電解的進行，溶質NaCl不斷消耗，所以應該及時補充。精制飽和食鹽水從與陽極連接的圖中a位置補充，由于陰極H⁺不斷放電，附近的溶液顯堿性，氫氧化鈉溶液從圖中d位置流出；水不斷消耗，所以從b口不斷加入蒸餾水，從c位置流出的是稀的NaCl溶液。

（4）KClO₃有氧化性，H₂C₂O₄有還原性，在酸性條件下KClO₃可以和草酸（H₂C₂O₄）生成高效的消毒殺菌劑ClO₂，還生成CO₂和KHSO₄等物質。則根據(jù)電子守恒及原子守恒，可得該反應的化學方程式是：2KClO₃+ H₂C₂O₄+ 2H₂SO₄= 2ClO₂+2CO₂+2KHSO₄+2H₂O.

（5）NaClO、Na₂SO₃都是強堿弱酸鹽，弱酸根離子發(fā)生水解反應，消耗水電離產生的H⁺，破壞了水的電離平衡，當最終達到平衡時，溶液中c(OH^-)>c(H⁺)，所以溶液顯堿性。形成鹽的酸越弱，鹽水解程度就越大。消耗的離子濃度越大，當溶液達到平衡時，剩余的離子濃度就越小。由于H₂SO₃的K_i2=1.02×10^-7；HClO的K_i1=2.95×10^-8，所以酸性：HSO₃^->HClO，因此溶液的pH: NaClO> Na₂SO₃。由于電離程度：H₂SO₃> H₂CO₃>HSO₃^->HCO₃^-，濃度均為0.1 mol/L 的Na₂SO₃和Na₂CO₃的混合溶液中，水解程度：CO₃^2–>SO₃^2–，所以離子濃度：SO₃^2–>CO₃^2–；水解產生的離子濃度：HCO₃^- > HSO₃^-。但是鹽水解程度總的來說很小，主要以鹽電離產生的離子存在。所以在該溶液中SO₃^2–、CO₃^2–、HSO₃^–、HCO₃^– 濃度從大到小的順序為SO₃^2–>CO₃^2–>HCO₃^–>HSO₃^–。

【考點定位】考查電解原理的應用、氧化還原反應方程式的書寫、電離平衡常數(shù)在比較離子濃度大小的應用的知識。

【名師點睛】氧化還原反應、電解原理、弱電解質的電離平衡理論、鹽的水解、離子濃度大小比較是中學化學中的重要知識和理論，要掌握其反應原理、規(guī)律、方法、比較依據(jù)，再結合實際情況，進行正確的判斷，得到相應的答案。