Question

【题目】是一种重要的化学原料，在生产和生活中应用十分广泛。

(1)氯水中具有漂白性，能杀菌消毒。其电子式为_____________。

(2)实验室可用和浓盐酸反应制取，反应的离子方程式是_________。

(3)工业上可采取电解饱和食盐水的方法制取，装置如图所示，图中的离子交换膜为_______(填“阳”或“阴”)离子交换膜。

(4)以为原料，用氧化制取，可提高效益，减少污染。反应如下：

上述反应在同一反应器中，通过控制合适条件，分两步循环进行，可使转化率接近100%，其基本原理如下图所示：

过程Ⅰ的反应为：

①过程Ⅱ反应的热化学方程式为_______________。

②过程Ⅰ流出的气体通过稀溶液(含少量酚酞)进行检测，氯化初期主要为不含的气体，判断氯化结束时溶液的现象为___________。

③相同条件下，若将氯化温度升高的300℃。溶液中出现上述现象的时间将缩短，其原因为______。

④实验测得在不同压强下，总反应的平衡转化率随温度变化的曲线如图;

i 平衡常数比较：K(A)_________K(B)(填“＞”“＜”或“=”)。

ii 压强比较：p1_______p2 。(填“＞”“＜”或“=”)

Answer 1

【答案】 2MnO4-+10Cl-+16H+=2Mn2++5Cl2↑+8H2O 阳 2CuCl2(s)+O2(g)═2CuO(s)+2Cl2(g) △H2=+125.4kJmol1 溶液由红色变为无色（或溶液红色变浅） 温度升高，反应速率加快，且氯化程度减少 ＞ ＞

【解析】

(1)氯水中的为共价化合物，结合共价化合物成键方式书写；

(2)实验室可用和浓盐酸反应生成氯化锰、氯气和水；

(3)电解饱和食盐时阳极阴离子Cl-、OH-放电，Cl-的放电能力强于OH-，阳极发生的方程式为：2Cl--2e-═Cl2↑，阴极：2H++2e-═H2↑；H2、NaOH在阴极；

(4)①根据盖斯定律计算；

②氯化初期不含氯化氢气体，所以稀NaOH溶液(含少量酚酞)变红，后期含氯化氢与氢氧化钠中和碱性减弱；

③温度越高反应速率越快，氯化的时间缩短；

④i正反应是放热反应，温度越高平衡常数越小；

ii正反应是气体体积缩小的反应，所以增大压强平衡正向移动；

(1) 氯水中为共价化合物，其电子式为；

(2) 实验室可用和浓盐酸反应生成氯化锰、氯气和水，反应的离子方程式是 2MnO4-+10Cl-+16H+=2Mn2++5Cl2↑+8H2O；

(3)电解槽中阴极是氢离子放电生成氢气，阳极发生的方程式为：2Cl--2e-═Cl2↑，阴极：2H++2e-═H2↑，水电离平衡正向进行氢氧根离子浓度增大，则电解池中Na+透过交换膜与OH-结合，生成氢氧化钠，A溶液为浓度较大的NaOH溶液，由此可得图中的离子交换膜为阳离子交换膜；

(4)①根据盖斯定律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氯化初期不含氯化氢气体，所以稀NaOH溶液(含少量酚酞)变红，后期含氯化氢与氢氧化钠中和碱性减弱，所以现象为溶液由红色变为无色(或溶液红色变浅)；

③温度越高，反应速率越快，氯化的时间缩短；

④i正反应是放热反应，温度越高平衡常数越小，因为T(B)＞T(A)，所以平衡常数K(A)＞K(B)；

ii正反应是气体体积缩小的反应，所以增大压强平衡正向移动，相同温度下p1对应的HCl平衡转化率大，所以p1＞p2。