Question

【題目】氯氣是現(xiàn)代工業(yè)的重要原料，將氯化氫轉(zhuǎn)化為氯氣的技術(shù)成為科學研究的熱車點，回答下列問題：

（1）Deacon發(fā)明的直接氧化法為：4HCl(g)+O2(g)=2Cl2(g)+2H2O(g)。可按下列催化過程進行：

Ⅰ.CuCl2(s)=CuCl(s)+Cl2(g) ΔH1=+83kJ·mol-1

Ⅱ.CuCl(s)+O2(g)=CuO(s)+Cl2(g) ΔH2=-20kJ·mol-1

Ⅲ.4HCl(g)+O2(g)=2Cl2(g)+2H2O(g) ΔH3

反應Ⅰ能自發(fā)進行的條件是___。利用ΔH1和ΔH2計算ΔH3時，還需要利用反應___的ΔH。

（2）如圖為剛性容器中，進料濃度比c(HCl)：c(O2)分別等于1：1、4：1、7：1時HCl平衡轉(zhuǎn)化率隨溫度變化的關(guān)系：

可知反應平衡常數(shù)K（400℃）__K（500℃）（填“大于”或“小于”）。設容器內(nèi)初始壓強為p0，根據(jù)進料濃度比c(HCl)：c(O2)=4：1的數(shù)據(jù)，計算400℃時容器內(nèi)的平衡壓強=___（列出計算式）。按化學計量比進料可以保持反應物高轉(zhuǎn)化率，同時降低產(chǎn)物分離的能耗。進料濃度比c(HCl)：c(O2)過低、過高的不利影響分別是___。

（3）已知：氯氣與NaOH溶液反應可生成NaClO3。有研究表明，生成NaClO3的反應分兩步進行：

Ⅰ.2ClO-=ClO2-+Cl-

Ⅱ.ClO2-+ClO-=ClO3-+Cl-

常溫下，反應Ⅱ能快速進行，但氯氣與NaOH溶液反應很難得到NaClO3，試用碰撞理論解釋其原因：___。

（4）電解NaClO3水溶液可制備NaClO4，寫出陽極反應式：___。

Answer 1

【答案】高溫 CuO（s）+2HCl（g）＝CuCl2（s）+H2O（g） 大于 0.848p0 Cl2和O2分離能耗較高、HCl轉(zhuǎn)化率較低 反應Ⅰ的活化能高，活化分子百分數(shù)低，不利于ClO－向ClO3－轉(zhuǎn)化 ClO3－＋H2O－2e－=ClO4－＋2H＋

【解析】

（1）Ⅰ.CuCl2(s)=CuCl(s)+Cl2(g) ΔH1=+83kJ·mol-1，△S＞0，則要△G=△H-T△S＜0，須高溫條件下才能自發(fā)；

Ⅰ.CuCl2(s)=CuCl(s)+Cl2(g) ΔH1=+83kJ·mol-1

Ⅱ.CuCl(s)+O2(g)=CuO(s)+Cl2(g) ΔH2=-20kJ·mol-1

Ⅲ.4HCl(g)+O2(g)=2Cl2(g)+2H2O(g) ΔH3

利用ΔH1和ΔH2計算ΔH3時，由蓋斯定律，（Ⅲ-Ⅱ×2-Ⅰ×2）/2得：還需要利用反應CuO（s）+2HCl（g）＝CuCl2（s）+H2O（g）的ΔH。

故答案為：高溫；CuO（s）+2HCl（g）＝CuCl2（s）+H2O（g）；

（2）根據(jù)圖象可知，進料濃度比相同時，溫度越高HCl平衡轉(zhuǎn)化率越低，說明該反應為放熱反應，升高溫度平衡向著逆向移動，則溫度越高平衡常數(shù)越小，所以反應平衡常數(shù)K（400℃）大于K（500℃）；進料濃度比c（HCl）：c（O2）的比值越大，HCl的平衡轉(zhuǎn)化率越低，根據(jù)圖象可知，相同溫度時HCl轉(zhuǎn)化率最高的為進料濃度比c（HCl）：c（O2）=4：1，該曲線中400℃HCl的平衡轉(zhuǎn)化率為76%。則

p= p0=0.848p0；

進料濃度比c（HCl）：c（O2）過低時，O2濃度較大，HCl的轉(zhuǎn)化率較高，但Cl2和O2分離能耗較高，生成成本提高；進料濃度比c（HCl）：c（O2）過高時，O2濃度較低，導致HCl的轉(zhuǎn)化率減小；

故答案為：大于；p= p0=0.848p0；Cl2和O2分離能耗較高、HCl轉(zhuǎn)化率較低；

（3）生成NaClO3的反應分兩步進行：Ⅰ.2ClO-=ClO2-+Cl-，Ⅱ.ClO2-+ClO-=ClO3-+Cl-，常溫下，反應Ⅱ能快速進行，但氯氣與NaOH溶液反應很難得到NaClO3，用碰撞理論解釋其原因：反應Ⅰ的活化能高，活化分子百分數(shù)低，不利于ClO－向ClO3－轉(zhuǎn)化；

答案為：反應Ⅰ的活化能高，活化分子百分數(shù)低，不利于ClO－向ClO3－轉(zhuǎn)化；

（4）電解NaClO3水溶液可制備NaClO4，陽極發(fā)生氧化反應生成ClO4－，陽極反應式：ClO3－＋H2O－2e－=ClO4－＋2H＋。

故答案為：ClO3－＋H2O－2e－=ClO4－＋2H＋。