Question

【題目】是一種重要的化學原料，在生產和生活中應用十分廣泛。

(1)氯水中具有漂白性，能殺菌消毒。其電子式為_____________。

(2)實驗室可用和濃鹽酸反應制取，反應的離子方程式是_________。

(3)工業上可采取電解飽和食鹽水的方法制取，裝置如圖所示，圖中的離子交換膜為_______(填“陽”或“陰”)離子交換膜。

(4)以為原料，用氧化制取，可提高效益，減少污染。反應如下：

上述反應在同一反應器中，通過控制合適條件，分兩步循環進行，可使轉化率接近100%，其基本原理如下圖所示：

過程Ⅰ的反應為：

①過程Ⅱ反應的熱化學方程式為_______________。

②過程Ⅰ流出的氣體通過稀溶液(含少量酚酞)進行檢測，氯化初期主要為不含的氣體，判斷氯化結束時溶液的現象為___________。

③相同條件下，若將氯化溫度升高的300℃。溶液中出現上述現象的時間將縮短，其原因為______。

④實驗測得在不同壓強下，總反應的平衡轉化率隨溫度變化的曲線如圖;

i 平衡常數比較：K(A)_________K(B)(填“＞”“＜”或“=”)。

ii 壓強比較：p1_______p2 。(填“＞”“＜”或“=”)

Answer 1

【答案】 2MnO4-+10Cl-+16H+=2Mn2++5Cl2↑+8H2O 陽 2CuCl2(s)+O2(g)═2CuO(s)+2Cl2(g) △H2=+125.4kJmol1 溶液由紅色變為無色（或溶液紅色變淺） 溫度升高，反應速率加快，且氯化程度減少 ＞ ＞

【解析】

(1)氯水中的為共價化合物，結合共價化合物成鍵方式書寫；

(2)實驗室可用和濃鹽酸反應生成氯化錳、氯氣和水；

(3)電解飽和食鹽時陽極陰離子Cl-、OH-放電，Cl-的放電能力強于OH-，陽極發生的方程式為：2Cl--2e-═Cl2↑，陰極：2H++2e-═H2↑；H2、NaOH在陰極；

(4)①根據蓋斯定律計算；

②氯化初期不含氯化氫氣體，所以稀NaOH溶液(含少量酚酞)變紅，后期含氯化氫與氫氧化鈉中和堿性減弱；

③溫度越高反應速率越快，氯化的時間縮短；

④i正反應是放熱反應，溫度越高平衡常數越小；

ii正反應是氣體體積縮小的反應，所以增大壓強平衡正向移動；

(1) 氯水中為共價化合物，其電子式為；

(2) 實驗室可用和濃鹽酸反應生成氯化錳、氯氣和水，反應的離子方程式是 2MnO4-+10Cl-+16H+=2Mn2++5Cl2↑+8H2O；

(3)電解槽中陰極是氫離子放電生成氫氣，陽極發生的方程式為：2Cl--2e-═Cl2↑，陰極：2H++2e-═H2↑，水電離平衡正向進行氫氧根離子濃度增大，則電解池中Na+透過交換膜與OH-結合，生成氫氧化鈉，A溶液為濃度較大的NaOH溶液，由此可得圖中的離子交換膜為陽離子交換膜；

(4)①根據蓋斯定律4HCl(g)+O2(g)2Cl2(g)+2H2O(g) △H=115.4 kJmol1①；2HCl(g)+CuO (s)CuCl2(s)+H2O(g) △H1=120.4kJmol1②，所以①2×②得：2CuCl2(s)+O2(g)═2CuO (s)+2Cl2(g) △H2=+125.4 kJmol1；

②氯化初期不含氯化氫氣體，所以稀NaOH溶液(含少量酚酞)變紅，后期含氯化氫與氫氧化鈉中和堿性減弱，所以現象為溶液由紅色變為無色(或溶液紅色變淺)；

③溫度越高，反應速率越快，氯化的時間縮短；

④i正反應是放熱反應，溫度越高平衡常數越小，因為T(B)＞T(A)，所以平衡常數K(A)＞K(B)；

ii正反應是氣體體積縮小的反應，所以增大壓強平衡正向移動，相同溫度下p1對應的HCl平衡轉化率大，所以p1＞p2。