Question

海水中主要離子的含量如下：

成分	含量（mg/L）	成分	含量（mg/L）
Cl-	18980	Ca2+	400
Na+	10560	HCO3-	142
SO42-	2560	Mg2+	1272

（1）常溫下，海水的pH在7.5～8.6之間，其原因是（用離子方程式表示）

 

．
（2）電滲析法淡化海水示意圖如圖1所示，其中陰（陽）離子交換膜僅允許陰（陽）離子通過．陰極上產(chǎn)生氫氣，陰極附近還產(chǎn)生少量白色沉淀，其成分有

 

和CaCO₃，生成CaCO₃的離子方程式是

 

．
（3）用海水可同時生產(chǎn)氯化鈉和金屬鎂或鎂的化合物，其流程如圖2所示：

①在實驗室中由粗鹽“重結(jié)晶”制精鹽的操作包括溶解、過濾、蒸發(fā)…洗滌等步驟；有關其中“蒸發(fā)”步驟的敘述正確的是

 

．
a．蒸發(fā)的目的是得到熱飽和溶液
b．蒸發(fā)的目的是析出晶體
c．應用余熱蒸干溶液
d．應蒸發(fā)至有較多晶體析出時為止
②由MgCl₂溶液得到MgCl₂?6H₂O晶體時，也需要蒸發(fā)，蒸發(fā)的目的是得到熱飽和溶液，判斷溶液已飽和的現(xiàn)象是

 

．
（4）25℃時，飽和Mg（OH）₂溶液的濃度為5×10^-4mol/L．
①飽和Mg（OH）₂溶液中滴加酚酞，現(xiàn)象是

 

．
②某學習小組測海水中Mg²⁺含量（mg/L）的方法是：取一定體積的海水，加入足量

 

，再加入足量NaOH，將Mg²⁺轉(zhuǎn)為Mg（OH）₂．25℃，該方法測得的Mg²⁺含量與表中1272mg/L的“真值”比，相對誤差約為

 

%[保留2位小數(shù)，海水中飽和Mg（OH）₂溶液的密度都以lg/cm³計]．

Answer 1

分析：（1）根據(jù)HCO₃^-能發(fā)生水解反應；
（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，和鎂離子生成氫氧化鎂沉淀；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生成白色沉淀碳酸鈣；
（3）根據(jù)氯化鈉的溶解度受溫度影響不大，所以蒸發(fā)的目的是析出晶體，同時蒸發(fā)至有較多晶體析出時停止加熱；判斷溶液已飽和的現(xiàn)象是溶液表面形成晶膜；
（2）①根據(jù)Mg（OH）₂（s）?Mg²⁺（aq）+2OH^-（aq）計算C（OH^-），然后判斷酸堿性；
②加入鹽酸除去HCO₃^-，防止鈣離子干擾；根據(jù)5×10^-4mol/L的氫氧化鎂溶解在水中，所以它就是這個誤差值．

解答：解：（1）HCO₃^-能發(fā)生水解反應，離子方程式為：HCO₃^-+H₂O?H₂CO₃+OH^-，溶液呈堿性；
故答案為：HCO₃^-+H₂O?H₂CO₃+OH^-；
（2）在陰極附近產(chǎn)生少量白色沉淀，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，和鎂離子生成氫氧化鎂沉淀；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白色沉淀碳酸鈣；生成碳酸鈣沉淀的離子方程式為：Ca²⁺+OH^-+HCO₃^-=CaCO₃↓+H₂O，
故答案為：Mg（OH）₂；Ca²⁺+OH^-+HCO₃^-=CaCO₃↓+H₂O；
（3）①氯化鈉的溶解度受溫度影響不大，所以蒸發(fā)的目的是析出晶體，同時蒸發(fā)至有較多晶體析出時停止加熱，故選：bd；
②由MgCl₂溶液得到MgCl₂?6H₂O晶體時，也需要蒸發(fā)，蒸發(fā)的目的是得到熱飽和溶液，當溶液表面形成晶膜說明溶液已飽和；
故答案為：溶液表面形成晶膜；
（4）①飽和Mg（OH）₂溶液中Mg（OH）₂溶液的濃度為5×10^-4mol/L，由Mg（OH）₂（s）?Mg²⁺（aq）+2OH^-（aq）可得，C（OH^-）=5×10^-4mol/L×2=1×10^-3mol/L，c（H⁺）=

1×10-14

1×10-3

mol/L=1×10^-11mol/L，溶液呈堿性，滴加酚酞，溶液變紅；
故答案為：溶液變紅；
②海水中含有HCO₃^-，鈣離子，氫氧根離子和碳酸氫根離子反應生成白色沉淀碳酸鈣，影響測定結(jié)果，所以加入鹽酸除去HCO₃^-，防止鈣離子干擾；溶解的氫氧化鎂：5×10^-4mol/L×24g/mol=12mg/L，與表中1272mg/L的“真值”比，相對誤差約為-

12

1272

×100%=-0.94%．
故答案為：鹽酸；-0.94%；

點評：本題以海水的綜合利用為背景，主要考查了海水淡化、電解原理、蒸發(fā)結(jié)晶、飽和溶液的有關計算，掌握根據(jù)化學方程式計算的方法，易錯點為（4）．