氯碱工业以电解精制饱和食盐水的方法制取氯气、氢气、烧碱和氯的含氧酸盐等系列化工产品。下图是离子交换膜法电解食盐水的示意图，图中的离子交换膜只允许阳离子通过。

完成下列填空：

（1）写出电解饱和食盐水的离子方程式。                              

（2）离子交换膜的作用为：                   、                      。

（3）精制饱和食盐水从图中       位置补充，氢氧化钠溶液从图中        位置流出。（选填“a”、“b”、“c”或“d”）

（4）KClO₃可以和草酸（H₂C₂O₄）、硫酸反应生成高效的消毒杀菌剂ClO₂，还生成CO₂和KHSO₄等物质。

写出该反应的化学方程式                          。

（5）室温下，0.1 mol/L NaClO溶液的pH           0.1 mol/L Na₂SO₃溶液的pH。（选填“大于”、“小于”或“等于”）。浓度均为0.1 mol/L 的Na₂SO₃和Na₂CO₃的混合溶液中，SO₃^2–、CO₃^2–、HSO₃^–、HCO₃^– 浓度从大到小的顺序为                                         。

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

答案

【答案】（1） 2Cl^－＋2H₂OCl₂↑＋H₂↑＋2OH^－。

（2）阻止OH^-进入阳极室，与Cl₂发生副反应：2NaOH+Cl₂=NaCl+NaClO+H₂O；阻止阳极产生的Cl₂和阴极产生的H₂混合发生爆炸。

（3）a；d；

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

（5）大于；SO₃^2–>CO₃^2–>HCO₃^–>HSO₃^–。

【解析】

（1）电解饱和食盐水时，溶液中的阳离子H+在阴极得到电子变为H₂逸出，使附近的水溶液显碱性，溶液中的阴离子Cl^-在阳极失去电子，发生氧化反应。产生Cl₂。反应的离子方程式是2Cl^－＋2H₂OCl₂↑＋H₂↑＋2OH^－。

（2）图中的离子交换膜只允许阳离子通，是阳离子交换膜，可以允许阳离子通过，不能使阴离子通过，这样就可以阻止阴极溶液中的OH^-进入阳极室，与氯气发生反应，阻止Cl^-进入阴极室，使在阴极区产生的NaOH纯度更高。同时可以阻止阳极产生的Cl₂和阴极产生的H₂混合发生爆炸。

（3）随着电解的进行，溶质NaCl不断消耗，所以应该及时补充。精制饱和食盐水从与阳极连接的图中a位置补充，由于阴极H⁺不断放电，附近的溶液显碱性，氢氧化钠溶液从图中d位置流出；水不断消耗，所以从b口不断加入蒸馏水，从c位置流出的是稀的NaCl溶液。

（4）KClO₃有氧化性，H₂C₂O₄有还原性，在酸性条件下KClO₃可以和草酸（H₂C₂O₄）生成高效的消毒杀菌剂ClO₂，还生成CO₂和KHSO₄等物质。则根据电子守恒及原子守恒，可得该反应的化学方程式是：2KClO₃+ H₂C₂O₄+ 2H₂SO₄= 2ClO₂+2CO₂+2KHSO₄+2H₂O.

（5）NaClO、Na₂SO₃都是强碱弱酸盐，弱酸根离子发生水解反应，消耗水电离产生的H⁺，破坏了水的电离平衡，当最终达到平衡时，溶液中c(OH^-)>c(H⁺)，所以溶液显碱性。形成盐的酸越弱，盐水解程度就越大。消耗的离子浓度越大，当溶液达到平衡时，剩余的离子浓度就越小。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。由于电离程度：H₂SO₃> H₂CO₃>HSO₃^->HCO₃^-，浓度均为0.1 mol/L 的Na₂SO₃和Na₂CO₃的混合溶液中，水解程度：CO₃^2–>SO₃^2–，所以离子浓度：SO₃^2–>CO₃^2–；水解产生的离子浓度：HCO₃^- > HSO₃^-。但是盐水解程度总的来说很小，主要以盐电离产生的离子存在。所以在该溶液中SO₃^2–、CO₃^2–、HSO₃^–、HCO₃^– 浓度从大到小的顺序为SO₃^2–>CO₃^2–>HCO₃^–>HSO₃^–。

【考点定位】考查电解原理的应用、氧化还原反应方程式的书写、电离平衡常数在比较离子浓度大小的应用的知识。

【名师点睛】氧化还原反应、电解原理、弱电解质的电离平衡理论、盐的水解、离子浓度大小比较是中学化学中的重要知识和理论，要掌握其反应原理、规律、方法、比较依据，再结合实际情况，进行正确的判断，得到相应的答案。