Question

【題目】電解飽和食鹽水所得溶液經(jīng)多次循環(huán)使用后，ClO－、ClO3-含量會增加。

已知：Ⅰ.NaHCO3固體50℃開始分解，在溶液中分解溫度更低。

Ⅱ.堿性條件下，ClO－有強氧化性，ClO3-性質(zhì)穩(wěn)定。

Ⅲ.酸性條件下，ClO3-被Fe2+還原為Cl－，MnO4-被Fe2+還原為Mn2+。

（1）氯酸鹽產(chǎn)生的原因可表示為3ClO－2Cl－+ClO3-，該反應的平衡常數(shù)表達式為 。

（2）測定電解鹽水中ClO3-含量的實驗如下：

步驟1：量取鹽水樣品V mL，調(diào)節(jié)pH至9~10，再稀釋至500 mL。

步驟2：取10.00 mL稀釋后的試液，滴加5%的雙氧水，至不再產(chǎn)生氣泡。

步驟3：加入飽和NaHCO3溶液20 mL，煮沸。

步驟4：冷卻，加足量稀硫酸酸化。

步驟5：加入a mol·L-1FeSO4溶液V1 mL（過量），以如圖所示裝置煮沸。

步驟6：冷卻，用c mol·L-1KMnO4標準溶液滴定至終點，消耗KMnO4標準溶液V2mL。

①稀釋時用到的玻璃儀器有燒杯、膠頭滴管、 。

②步驟2用雙氧水除去鹽水中殘留ClO－的離子方程式為 ，還原劑不用Na2SO3的原因為 。

③與步驟5中通N2目的相同的實驗是 （填寫步驟號）。

④該鹽水試樣中ClO3-的濃度為 mol·L-1（用含字母的代數(shù)式表示）。

⑤為提高實驗結(jié)果的精確度，還需補充的實驗是 。

Answer 1

【答案】（1）K=c(ClO3-)·c2(Cl－)/ c3(ClO－)

（2）①500mL容量瓶、玻璃棒

②ClO－+H2O2=Cl－+H2O+O2↑ Na2SO3殘留物會與氧化劑反應，造成實驗誤差。

③3 ④ 25（aV1-5cV2）/3V

⑤將實驗步驟1～6重復2次或不加鹽水樣品，保持其他條件相同，進行空白實驗

【解析】試題分析：（1）氯酸鹽產(chǎn)生的原因可表示為3ClO﹣2Cl﹣+ClO3﹣，該反應的平衡常數(shù)表達式為，

K=c(ClO3-)·c2(Cl－)/ c3(ClO－)；

（2）①量取鹽水樣品V mL，調(diào)節(jié)pH至9～10，再稀釋至500mL，是配制500ml溶液，稀釋時用到的玻璃儀器有燒杯、膠頭滴管、500mL容量瓶、玻璃棒，答案為：500mL容量瓶、玻璃棒；②過氧化物被次氯酸根離子氧化生成氧氣，步驟2用雙氧水除去鹽水中殘留ClO﹣的離子方程式為：ClO﹣+H2O2=Cl﹣+H2O+O2↑，亞硫酸鈉具有還原性殘留物會與氧化劑反應，造成實驗誤差；③通入氮氣防止亞鐵離子被空氣中的氧氣氧化，趕凈裝置中的空氣，分析步驟可知，步驟3中需要排凈裝置空氣，避免干擾測定結(jié)果； ④加入a molL﹣1FeSO4溶液V1mL（過量），酸性條件下，ClO3﹣被Fe2+還原為Cl﹣，反應的離子方程式為：ClO3﹣+6Fe2++6H+=6Fe3++3H2O+Cl﹣，用c molL﹣1KMnO4標準溶液滴定至終點，消耗KMnO4標準溶液V2mL．是高錳酸鉀氧化剩余亞鐵離子，依據(jù)反應的離子方程式定量關(guān)系計算：

5Fe2++MnO4﹣+8H+=Mn2++5Fe3++4H2O

5 1

n cV2×10﹣3mol

n=5cV2×10﹣3mol

與ClO3﹣反應的Fe2+離子物質(zhì)的量="a" molL﹣1×V1×10﹣3L﹣5cV2×10﹣3mol

據(jù)此結(jié)合離子方程式定量關(guān)系計算還原的ClO3﹣離子的物質(zhì)的量，

ClO3﹣+6Fe2++6H+=6Fe3++3H2O+Cl﹣，

1 6

n（ClO3﹣） a molL﹣1×V1×10﹣3L﹣5cV2×10﹣3mol

n（ClO3﹣）=（a molL﹣1×V1×10﹣3L﹣5cV2×10﹣3mol）=×10﹣3mol

500mL溶液中含ClO3﹣離子物質(zhì)的量=×10﹣3mol×=×10﹣3mol，

得到濃度==mol/L；

⑤為提高實驗結(jié)果的精確度，需要重復幾次試驗使測定結(jié)果更準確，為提高實驗結(jié)果的精確度，還需補充的實驗是將實驗步驟1～6重復2次或不加鹽水樣品，保持其他條件相同，進行空白實驗。