Question

12．海洋資源的開發(fā)與利用具有廣闊的前景．某地海水中主要離子的含量如表：

成分	Na+	Mg2+	Ca2+	K+	Li+	Cl-	SO42-	Br-
含量/mg•L-1	9965	1200	400	380	0.17	19350	1200	67

（1）海水中提取的NaCl是氯堿工業(yè)的原料，寫出氯堿工業(yè)反應原理的離子方程式2Cl^-+2H₂O $\frac{\underline{\;通電\;}}{\;}$2OH^-+Cl₂↑+H₂↑．
（2）①該海水中Mg²⁺的物質(zhì)的量濃度為0.05mol/L．
②檢驗該海水中的Mg²⁺時，需要排除Ca²⁺可能帶來的干擾，設(shè)計如下實驗：

實驗操作	實驗現(xiàn)象
Ⅰ．取1mL海水，加入1mL0.1mol/L的NaOH溶液	有白色沉淀
Ⅱ．取1mLCaCl2溶液，加入1mL0.1mol/L的NaOH溶液	無白色沉淀

（3）工業(yè)上從海水提鎂的流程如圖：

①沉淀池中反應的離子方程式為Mg²⁺+2OH^-=Mg（OH）₂↓；
②操作a是蒸發(fā)濃縮、冷卻結(jié)晶、過濾洗滌、干燥．
③操作b是在干燥的HCl氣流中加熱脫水，請解釋“干燥的HCl氣流”的作用：防止鎂離子水解生成氫氧化鎂，帶走水蒸氣．
（4）電滲析法是近年發(fā)展起來的一種較好的海水淡化技術(shù)，其原理如圖所示．其中陰（陽）離子交換膜只允許陰（陽）離子通過．

①陽極的電極反應式為4OH^--4e^-=2H₂O+O₂↑．
②淡水的出口為a、b、c中的b出口．

Answer 1

分析 （1）氯堿工業(yè)反應原理是電解飽和食鹽水生成氫氧化鈉、氫氣和氯氣；
（2）①依據(jù)海水中鎂元素含量結(jié)合物質(zhì)的量濃度概念計算；
②對比實驗可以選用氯化鈣溶液加入氫氧化鈉觀察是否產(chǎn)生沉淀；
（3）①沉淀池在是氫氧化鈣沉淀鎂離子生成氫氧化鎂沉淀；
②操作a是溶液中得到溶質(zhì)固體的過程，需要蒸發(fā)濃縮、冷卻結(jié)晶、過濾洗滌、干燥；
③操作b是在干燥的HCl氣流中加熱脫水，防止鎂離子水解生成氫氧化鎂；
（4）①依據(jù)電滲析法淡化海水示意圖分析，陰（陽）離子交換膜僅允許陰（陽）離子通過．所以陰極上是陽離子得到電子發(fā)生還原反應；
②陰極是氫離子得到電子發(fā)生還原反應，陰極附近氫氧根離子濃度增大，海水中含有碳酸氫根離子、鈣離子，氫氧根離子和碳酸氫根離子反應生成碳酸根離子與鈣離子生成白色沉淀碳酸鈣；

解答 解：（1）氯堿工業(yè)反應原理是電解飽和食鹽水生成氫氧化鈉、氫氣和氯氣，反應的離子方程式為：2Cl^-+2H₂O$\frac{\underline{\;通電\;}}{\;}$2OH^-+Cl₂↑+H₂↑，
故答案為：2Cl^-+2H₂O$\frac{\underline{\;通電\;}}{\;}$2OH^-+Cl₂↑+H₂↑；
（2）①海水中離子鎂的含量1200mg•L^-1，該海水中Mg²⁺的物質(zhì)的量濃度=$\frac{\frac{1.2g}{24g/mol}}{1L}$=0.05mol/L，
故答案為：0.05；
②檢驗該海水中的Mg²⁺時，需要排除Ca²⁺可能帶來的干擾，取1mL海水，加入1mL0.1mol/L的NaOH溶液生成白色沉淀，取1mL氯化鈣溶液，加入1mL0.1mol/L的NaOH溶液，無白色沉淀生成，說明加入氫氧化鈉溶液生成的白色沉淀為氫氧化鎂沉淀，
故答案為：CaCl₂；
（3）①沉淀池中氫氧化鈣沉淀鎂離子生成氫氧化鎂沉淀，反應的離子方程式為：Mg²⁺+2OH^-=Mg（OH）₂↓，
故答案為：Mg²⁺+2OH^-=Mg（OH）₂↓；
②操作a是溶液中得到溶質(zhì)固體的過程，需要蒸發(fā)濃縮、冷卻結(jié)晶、過濾洗滌、干燥，
故答案為：蒸發(fā)濃縮、冷卻結(jié)晶、過濾洗滌、干燥；
③操作b是在干燥的HCl氣流中加熱脫水，防止鎂離子水解生成氫氧化鎂，帶走水蒸氣，
故答案為：防止鎂離子水解生成氫氧化鎂，帶走水蒸氣；
（4）①陰極上是陽離子得到電子發(fā)生還原反應，氫離子放電能力大于鈉離子，所以電極反應為：2H⁺+2e^-=H₂↑，陽極是氫氧根離子失電子發(fā)生氧化反應，電解反應為：4OH^--4e^-=2H₂O+O₂↑，
故答案為：4OH^--4e^-=2H₂O+O₂↑；
②在電滲析法淡化海水示意圖中陰離子移向陽極，陽離子移向陰極，通過用一段時間海水中的 陰陽離子在兩個電極放電，所以水在b處流出，
故答案為：b．

點評 本題考查了海水資源的提取和利用，實驗基本操作、電解池原理分析判斷，海水淡化的電滲析原理的分析判斷，掌握原理即可解答，題目難度中等．