Question

一般情況下，較強的氧化劑如：MnO₂、KMnO₄、KClO₃、Ca（ClO）₂等氧化濃鹽酸時，有如下反應規律：氧化劑+濃鹽酸→金屬氯化物+水+氯氣．實驗室通常用該原理制取少量Cl₂．
（1）從原子經濟學角度出發，要使濃鹽酸中Cl^-充分轉化為Cl₂，制取等量的Cl₂最好選用上述氧化劑中的

 

氧化濃鹽酸．
（2）將214.5gCa（ClO）₂放入500 mL、12.0 mol/L的濃鹽酸中，生成的Cl₂在標準狀況下的體積為39.2 L．若反應前后溶液的體積保持不變，計算反應后溶液中HCl的物質的量濃度．
（3）漂白粉是 Ca（ClO）₂、CaCl₂?Ca（OH）₂?H₂O 和 CaO 的混合物．漂白粉放出的氯氣具有漂白作用，叫有效氯．通常用有效氯表示漂白粉的純度．漂白粉中的有效氯含量常用滴定碘法進行測定，即在一定量的漂白粉中加入過量的KI，加H₂SO₄酸化，有效氯與I^-作用析出等量的I₂，析出的I₂以淀粉指示劑立即用Na₂S₂O₃標準溶液滴定．若測定漂白粉中有效氯時用鹽酸酸化，則鹽酸的濃度應小于

 

mol/L，否則測定的有效氯將

 

（“偏高”、“偏低”或“不變”）．

Answer 1

分析：（1）前面2個都是濃鹽酸能反應，最后兩個，KClO₃、Ca（ClO）₂氧化性強，在可以氧化較低的濃度的氯離子，所以轉化的比較充分；
（2）由題可知，次氯酸鈣與濃鹽酸反應生成氯氣（該反應屬于歸中反應），濃鹽酸隨著反應的進行會變成稀鹽酸，即無法與次氯酸鈣反應繼續生成氯氣了，只能生成次氯酸．通過題中給出的氯氣的體積，可計算出消耗的HCl的物質的量，用反應前的濃鹽酸中的HCl的物質的量減去前面消耗的HCl的物質的量，即可得出不再與次氯酸鈣反應生成氯氣時的剩余HCl的物質的量；
（3）濃鹽酸要與Ca（ClO）₂反應生成Cl₂氣體，隨反應進行次氯酸鈣和稀鹽酸反應生成次氯酸，最后過量的鹽酸不再和次氯酸鈣發生反應，才能起到酸化的作用，漂白粉是 Ca（ClO）₂、CaCl₂?Ca（OH）₂?H₂O 和 CaO 的混合物中次氯酸根離子和氯離子在酸溶液中1：1發生反應，加入鹽酸只是起到酸化的作用．

解答：解：（1）MnO₂、KMnO₄、都是氧化部分氯化氫反應生成氯氣，從原子經濟學角度出發，要使濃鹽酸中Cl^-充分轉化為Cl₂，制取等量的Cl₂最好選用上述氧化劑中KClO₃或Ca（ClO）₂，因為氧化劑中的氯元素和濃鹽酸中的氯元素反應歸中反應生成氯氣，提高了氯元素的利用率，
故答案為：KClO₃或Ca（ClO）₂；
（2）生成的Cl₂在標準狀況下的體積為39.2 L，n（Cl₂）=

39.2L

22.4L/mol

=1.75mol/L，依據化學方程式計算，
          Ca（ClO）₂+4HCl=CaCl₂+2Cl₂↑+2H₂O
            1       4           2
n（Ca（ClO）₂）  n₁（HCl）    1.75mol
計算得到：n（Ca（ClO）₂）=0.875mol；
n₁（HCl）=3.5mol；
由化學方程式計算只顯酸性的氯化氫和次氯酸鈣反應的氯化氫物質的量=

214.5g

143g/mol

-0.875 mol=0.625 mol   
    Ca（ClO）₂+2HCl=CaCl₂+2HClO
      1         2
   0.625mol    n₂（HCl） 
n₂（HCl）=1.25 mol  
反應后溶液中n（HCl）=0.5 L×12 mol/L-3.5 mol-1.25 mol=1.25 mol
c（HCl）=

1.25mol

0.5L

=2.5 mol/L；
答：反應后溶液中HCl的物質的量濃度為2.5mol/L；
（3）濃鹽酸要與Ca（ClO）₂反應生成Cl₂氣體，隨反應進行次氯酸鈣和稀鹽酸反應生成次氯酸，最后過量的鹽酸不再和次氯酸鈣發生反應，才能起到酸化的作用，漂白粉是 Ca（ClO）₂、CaCl₂?Ca（OH）₂?H₂O 和 CaO 的混合物中次氯酸根離子和氯離子在酸溶液中1：1發生反應，加入鹽酸只是起到酸化的作用，依據（2）的計算可知，只有鹽酸濃度小于2.5mol/L才不會優先于氯化鈣發生氧化還原反應，否則對結果無影響，
故答案為：2.5；不變．

點評：本題考查了氧化還原反應的規律分析判斷，物質性質和反應特征，化學方程式計算是解題關鍵，題目難度中等．