Question

【题目】亚氯酸钠（NaClO2）是一种强氧化性漂白剂，广泛用于纺织、印染和食品工业，工业上生产亚氯酸钠和高氯酸的工艺流程如下：

已知：NaHSO4的溶解度随温度的升高而增大，适当条件下可结晶析出。请回答下列问题：

(1)NaClO2中氯元素的化合价为_________；某饱和NaCl溶液中含有CaCl2、MgCl2、Na2SO4等杂质，通过如下几个实验步骤，可制得纯净的食盐水：①加入稍过量的Na2CO3溶液；②加入稍过量的NaOH溶液；③加入稍过量的BaCl2溶液；④滴入稀盐酸至无气泡产生；⑤过滤。正确的操作顺序是________。

(2)气体b是______（填化学式）；无隔膜电解槽中阳极的电极反应式为___________。

(3)反应器I中发生反应的化学方程式为_________，冷却的目的是___________。

(4)反应器II中发生反应的离子方程式为________________。

(5)常温下，HClO2的电离平衡常数Ka=1.07×10-2，反应器II中反应所得NaClO2溶液（含少量NaOH）的pH=13，则溶液中=__________。

Answer 1

【答案】 +3 ③②①⑤④（其他合理答案均可） H2 Cl--6e-+3H2O＝ClO3-+6H+ 3NaClO3+3H2SO4＝HClO4+2ClO2↑+3NaHSO4+H2O 降低NaHSO4的溶解度，使NaHSO4结晶析出 2ClO2+ SO2+4OH-＝2ClO2-+ SO42-+2H2O 1.07×1010

【解析】由工艺流程可知，在电解饱和食盐水时，阳极上溶液中的阴离子Cl-放电生成ClO3-，阴极上溶液中的阳离子H+放电生成H2.饱和食盐水经充分电解后得到氯酸钠溶液，在反应器I中，氯酸钠溶液经浓硫酸酸化发生了歧化反应，生成硫酸氢钠、二氧化氯和高氯酸。二氧化氯进入反应器II中被二氧化硫在碱性条件下还原得到亚氯酸钠。

(1). NaClO2中钠元素的化合价为+1价，氧元素的化合价为-2价，所以氯元素的化合价为+3；饱和NaCl溶液中含有CaCl2、MgCl2、Na2SO4等杂质，要制得纯净的食盐水，须除去钙离子、镁离子和硫酸根。除钙离子通常用碳酸钠溶液，除镁离子通常用氢氧化钠溶液，除硫酸根通常用氯化钡溶液，要想使杂质离子完全沉淀，所加除杂试剂必须过量一些，过量的氯化钡也得用碳酸钠溶液除去，所以碳酸钠溶液一定要在氯化钡溶液之后加入，待杂质离子完全沉淀后过滤，再向滤液中加入稀盐酸将过量的碳酸钠和氢氧化钠除去即完成了除杂。所以正确的操作顺序是③②①⑤④或 ③①②⑤④ 或②③①⑤④。

(2). 气体b是H2；无隔膜电解槽中阳极的电极反应式为Cl--6e-+3H2O＝ClO3-+6H+ 。

(3). 反应器I中发生的反应是氯酸钠经浓硫酸酸化发生歧化反应生成HClO4、ClO2和3NaHSO4，化学方程式为3NaClO3+3H2SO4＝HClO4+2ClO2↑+3NaHSO4+H2O。因为NaHSO4的溶解度随温度的升高而增大，所以冷却的目的是降低NaHSO4的溶解度，使NaHSO4结晶析出。

(4).反应器II中发生的反应是二氧化氯被二氧化硫在碱性条件下还原得到亚氯酸钠，二氧化硫被氧化为硫酸根，离子方程式为2ClO2+ SO2+4OH-＝2ClO2-+ SO42-+2H2O。

(5). )常温下，HClO2的电离平衡常数Ka=1.07×10-2，反应器II中反应所得NaClO2溶液中= = = 1.07×10-2= 1.07×1010