Question

20．常溫常壓下，飽和氯水中氯氣的總濃度約為0.09mol•L^-1，且存在可逆反應：Cl₂+H₂O?HCl+HClO，實驗測得約有$\frac{1}{3}$的氯氣與水發生了反應；又知電離平衡常數K（HClO）=3×10^-8，K₁（H₂CO₃）=4.4×10^-7，K₂（HCO₃^-）=4.7×10^-11．
（1）向氯水中加入少量NaOH固體，可逆反應向右（填“左”或“右”）移動，溶液中c（Cl^-）增大（填“減小”“增大”或“不變”）．
（2）反應Cl₂+H₂O?HCl+HClO的平衡常數為4.5×10^-4，向1L此飽和氯水中加入足量AgNO₃溶液，最多可得到25.8g AgCl（保留一位小數）．
（3）相同溫度下，HClO、H₂CO₃、HCO₃^-三種微粒電離能力由強到弱的順序為H₂CO₃＞HClO＞HCO₃^-，要使飽和氯水中HClO的濃度增加，可加（通）入下列物質中的d（填編號）．
a．SO₂  b．Na₂CO₃   c．HCl（g）   d．NaHCO₃
（4）向NaClO溶液中通入CO₂時反應的離子方程式為ClO^-+CO₂+H₂O=HClO+HCO₃^-．

Answer 1

分析 （1）NaOH能消耗溶液中的氫離子；
（2）依據氯氣與水反應：Cl₂+H₂O?HCl+HClO，該反應的平衡常數表達式為K=$\frac{c（{H}^{+}）•c（C{l}^{-}）•c（HClO）}{c（C{l}_{2}）}$，據此計算解答；加入硝酸銀后，使得氯離子濃度減小，平衡右移使所有氯氣完全反應，而且銀離子對次氯酸的分解有催化作用，所有的氯氣將全部轉化為氯離子；
（3）根據電離常數分析，電離常數越大，酸的酸性越強，該酸的電離能力越強；要使飽和氯水中HClO的濃度增加，需要消耗氫離子，而不消耗HClO；
（4）電離常數越大，酸的酸性越強，根據強酸制弱酸的原理分析．

解答 解：（1）向氯水中加入少量NaOH固體，NaOH能消耗溶液中的氫離子，則Cl₂+H₂O?HCl+HClO向右移動，溶液中的c（Cl^-）增大，故答案為：右；增大；
（2）飽和氯水中氯氣總濃度約為0.09mol/L，則
            Cl₂ +H₂O?H⁺+Cl^-+HClO
起始濃度：0.09mol/L           0         0           0
轉化濃度：0.03mol/L       0.03mol/L   0.03mol/L   0.03mol/L
平衡濃度：0.06mol/L       0.03mol/L   0.03mol/L   0.03mol/L
所以K=$\frac{c（{H}^{+}）•c（C{l}^{-}）•c（HClO）}{c（C{l}_{2}）}$=$\frac{0.03×0.03×0.03}{0.06}$=4.5×10^-4；
向1L此飽和氯水中加入足量AgNO₃溶液后，使得氯離子濃度減小，平衡右移使所有氯氣完全反應，而且銀離子對次氯酸的分解有催化作用，所有的氯氣將全部轉化為氯離子，由原子守恒可得n（AgCl）=2n（Cl₂）=0.18mol，則m（AgCl）=nM=0.18mol×143.5g/mol=25.83g≈25.8g；
故答案為：4.5×10^-4；25.8；
（3）電離常數越大，酸的酸性越強，由電離常數可知，酸性：H₂CO₃＞HClO＞HCO₃^-，所以電離能力由強到弱的順序為H₂CO₃＞HClO＞HCO₃^-；
要使飽和氯水中HClO的濃度增加，需要消耗氫離子，而不消耗HClO，
a．SO₂ 能與HClO反應，使HClO的濃度減小，故a不選；
b．Na₂CO₃ 能與HClO反應，使HClO的濃度減小，故b不選；
c．通入HCl（g）會使Cl₂+H₂O?HCl+HClO向左移動，使HClO的濃度減小，故c不選；
d．NaHCO₃能與HCl反應，而HClO不參加反應，所以使Cl₂+H₂O?HCl+HClO向右移動，HClO的濃度增大，故d選；
故答案為：H₂CO₃＞HClO＞HCO₃^-；d；
（4）電離常數越大，酸的酸性越強，酸性H₂CO₃＞HClO＞HCO₃^-，則向NaClO溶液中通入CO₂時生成HClO和NaHCO₃，其反應的離子方程式為ClO^-+CO₂+H₂O=HClO+HCO₃^-，
故答案為：ClO^-+CO₂+H₂O=HClO+HCO₃^-．

點評 本題考查了化學平衡移動、平衡常數的計算、弱電解質的電離、電離常數的應用等，題目涉及的知識點較多，側重于考查學生對基礎知識的綜合應用能力，題目難度中等，注意把握化學平衡常數的計算方法．