以食鹽為原料化工產(chǎn)品提綱

1、 2.1 以食鹽為原料的化工產(chǎn)品（提綱）一、 海水曬鹽太陽能蒸發(fā)法（鹽田法）海水引入鹽田利用日光、風(fēng)力蒸發(fā)、濃縮海水，使其達(dá)到 飽和使食鹽結(jié)晶出來。二、 粗鹽的提純粗鹽中常含有可溶性的 MgCl2、MgSO4、CaCL2、CaSO4、Na2SO4 等 雜質(zhì)，怎樣除去這些雜質(zhì)而得到較為純凈的食鹽。R ：在除雜時(shí)，加入試劑一般要過量，而且除雜要不能引入新雜質(zhì)。在除去多種雜質(zhì)離子時(shí)要注意加入試劑的先后。先除 SO42-，加 Ba2+。加 BaCL 2（ aq）過量，除 SO42-。 加 Na2CO3（aq）以除去 Ca2+和上一除雜遺留下來的 Ba2+。 加 NaOH（aq）以除去 Mg2+（過量）

2、。 用鹽酸調(diào)節(jié)酸度，也除去了 CO32-和 OH- 粗鹽提純的實(shí)驗(yàn)： 一貼過濾 二低，濾紙低于漏斗邊緣， 溶液低于濾紙邊緣。三靠，過程：溶解過濾蒸發(fā)三、海水中主要元素以及從海水中提取微量元素的方法。四、電解質(zhì)溶液1、電解質(zhì)與非電解質(zhì)在水溶液中或者熔化狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔锝凶鲭娊赓|(zhì)。 反之不能夠?qū)щ姷幕衔锓Q為非電解質(zhì)。關(guān)于電解質(zhì)與非電解質(zhì)概念我們必須注意這幾個關(guān)鍵點(diǎn)： 或：說明二者據(jù)其一即可。如鹽酸是 HCl 的水溶液， HCl 的水溶液能導(dǎo)電 HCl 為電解質(zhì)。 化合物：不是單質(zhì)或混合物。 單質(zhì)既不是電解質(zhì)又不是非電解質(zhì)。 隱含著的關(guān)鍵字化合物本身含有離子或能生成離子。 說明一： 能導(dǎo)電的

3、自由移動的離子，一定是電解質(zhì)本身產(chǎn)生。 說明二： 雖是電解質(zhì)，但不一定能導(dǎo)電。（ 1） 是電解質(zhì)，但在固體情況下，有離子，但不自由。 不 能導(dǎo)電。有離子還必須自由才能導(dǎo)電。因而只有在水溶 液或熔融狀態(tài)下才能導(dǎo)電（具備了自由離子的條件） 。（ 2） 有些電解質(zhì)在水溶液中也并不一定能導(dǎo)電。小結(jié)： 電解質(zhì)在水溶液或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的最大原子是： 有離子存在， 且可以自由移動。2、電離 電解質(zhì)在水分子作用下， 離解成自由移動的離子過程叫做電離。電解質(zhì)的電離可用方程式表示電離方程式3、強(qiáng)、弱電解質(zhì)（1）強(qiáng)電解質(zhì)在水溶液中全部電離成離子的電解質(zhì)。 弱電解質(zhì)在水溶液中部分電離成離子的電解質(zhì)。（2）強(qiáng)酸、強(qiáng)堿

4、、大多數(shù)鹽類（主要為可溶性鹽）為強(qiáng)電 解質(zhì)。弱酸、弱堿為弱電解質(zhì)。（3）由于強(qiáng)電解質(zhì)全部電離，在水溶液中的離子存在， 而弱電解質(zhì)只是部分電離， 在水溶液中有離子存在， 也有分子存在。4、電離方程式1）強(qiáng)電解質(zhì)電離用箭頭表示并一步電離。電離方程式是表示電解質(zhì)如酸、堿、鹽在溶液中或受 熱熔化時(shí)電離成自由移動離子的式子。電荷守恒在電離方程式中，陽離子帶的正電荷總數(shù)和 陰離子帶的負(fù)電荷總數(shù)的絕對值相等。+ 2- +如 H2SO4 2H+ + SO42- NaOH Na+ + OH+ - + -HCl H+ + Cl-HNC3 H + + NO3-MgSO4 Mg2+ + SO42- Ba（OH ）2

5、Ba2+ + 2OH2）弱電解質(zhì)電離“用”來表示其部分電離。 一元弱酸+-HACH+ +AC-+-HFH+ + F- 多元弱酸（分步電離）H2CO3H+ +HCO 3-，HCO 3-H+ + CO32-H3PO4H+ +H 2PO4- ， H2PO4-H+ + HPO 42- ，2- + 3-HPO 42-H+ +PO43- 弱堿的電離 不論一元還是多元弱堿，都是一步表示，但都用 表示。3）鹽的電離+ 2- 正鹽Na2CO3 2Na+ + CO32- 酸式鹽 復(fù)鹽注意：在電離方程式中要注意“電荷守恒” 。五、重要的化工基本原料鹽酸和燒堿。1、 鹽酸（氯化氫）1）氯化氫的物性。色、態(tài)、 味、 溶

6、解性、 密度、 熔沸點(diǎn)、 * 毒性 無 氣 刺激性 極易溶 比空氣重 低 無 （2）鹽酸氯化氫的水溶液叫氫氯酸，俗稱叫鹽酸。 鹽酸的物理性質(zhì)。純鹽酸：無色、有刺激性氣味的液體。密度 1.19g/cm 3，易揮發(fā)工業(yè)用鹽酸：黃色（含有 Fe3+雜質(zhì)），有刺激性氣味。 鹽酸的化學(xué)性質(zhì) 鹽酸的化性：酸的通性。能使指示劑變色、能跟金屬反應(yīng)、跟 金屬氧化物反應(yīng)、跟堿反應(yīng)。跟某些鹽反應(yīng)生成 、 H2O 及弱電解質(zhì)生成。3）、氯化氫與鹽酸的區(qū)別。 氯化氫：無酸性，以分子存在（純凈水） ，不能電離，（無 H +）。約 1000時(shí)分解。鹽酸： HCl 分子受水分子作用，在水溶液中可電離出 H+， 鹽酸具有酸的通

7、性。檢驗(yàn) HCl 氣體一定要用“濕潤的藍(lán)色石蕊試紙” 。4）、氯化氫的屬于制備。制備原理： NaCl（S）+ H2SO4（濃） NaHSO4（濃） + HCl （V） 2NaCl + H2SO4（濃）強(qiáng)熱 Na2SO4 + 2HCl 實(shí)驗(yàn)裝置：（ 5）、 工業(yè)制鹽酸。 （氯堿工業(yè)的一部分）2、氫氧化鈉（1） 物性： 氫氧化鈉俗名叫燒堿、火堿、苛性鈉。 氫氧化鈉被叫做苛性鈉，是因?yàn)?NaOH 對皮膚和織 物有著很強(qiáng)的腐蝕性。 所以在使用 NaOH 時(shí)要特別小心， 萬一碰到皮膚，要立即用清水沖洗。然后用2的硼酸水洗滌。其物性白色固體。易潮解。極易溶于水， 并放出大量的熱。（2） 化性：NaOH 是

8、強(qiáng)堿，它為強(qiáng)電解質(zhì)，在水溶液中全部電離。+-NaOH Na+ + OH-（3）制備： 工業(yè)上用電解飽和食鹽水的方法來制取 NaOH ，并同時(shí)得 到 H2 和 Cl2，我們把此方法叫做“氯堿工業(yè)” 。六、中國現(xiàn)代工業(yè)之母氯堿工業(yè)電解飽和食鹽水陰極：黑線接 Fe 棒（H2）陽極：紅線接 C 棒（ Cl2） 在陰極處用濕潤的 KI 一淀粉試紙變藍(lán)。電解原理 2NaCl + 2H2O 通直流電 2NaOH + Cl2 + H2 這樣制得的溶液除 NaOH 外，還有未電解完的 NaCl 。補(bǔ)充：電解概念1） 電解使直流電通過電解質(zhì)溶液而發(fā)生氧化還原反應(yīng) 的過程叫做電解。2）電解原理電解質(zhì)在熔化或溶解時(shí)，

9、在直流電作用下 發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的過程， 在電解過程中，電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能。3）電解裝置介紹 跟直流電源的負(fù)極相連的電極稱為陰極。 跟直流電源的正極相連的電極稱為陽極。 通電時(shí)，電子從電源的負(fù)極沿導(dǎo)線流入陰極，從陽極 流出沿導(dǎo)線流回電源的正極。這樣電流依靠溶液里 陰、陽離子的定向移動通過溶液。 電解時(shí)，陽離子在陰極上得到電子發(fā)生還原反應(yīng)。 陰離子在陽極上失去電子發(fā)生氧化反應(yīng) 。 電解飽和食鹽水的電極反應(yīng)。 在飽和食鹽水中主要存在四種離子。 Na+、Cl-、H+、OH- 即： NaCl Na+ + Cl- H2OH+ + OH-Cl-、 OH -向陽極移動， Na+、H+向陰極移動。 在陽極上 Cl-

10、比 OH -易失去電子。 在陰極上 H+比 Na+易得到電子。陽極： Cl- -2e 2Cl Cl2陰極： 2H+ +2e 2H H2在水溶液中留下 OH-和 Na+而結(jié)合為 NaOH 。（我國工業(yè)上電解飽和食鹽水大多采用立式隔膜電解槽，先進(jìn)的是離子膜電解槽。 ）氯堿工業(yè)主要產(chǎn)物為 Cl2、H2、NaOH 。延伸產(chǎn)物 為 HCl ，（鹽酸）漂白粉等。七、進(jìn)一步認(rèn)識氧化還原反應(yīng)。（一） 氧化還原反應(yīng)的特征 我們把元素化合價(jià)升高的反應(yīng) 叫作氧化反應(yīng) 。元素化合價(jià)降低的反應(yīng) 叫作還原反應(yīng) 。 而化合價(jià)的升高與降低是同時(shí)發(fā)生的。 氧化還原反應(yīng)的特征是有元素化合價(jià)升降的反應(yīng)。 二） 氧化還原反應(yīng)的實(shí)質(zhì)凡

11、由電子轉(zhuǎn)移過程的反應(yīng)稱為氧化還原反應(yīng)。 氧化反應(yīng)物質(zhì)元素原子失去電子，化合價(jià)升高的反應(yīng)。 還原反應(yīng)物質(zhì)元素原子得到電子，化合價(jià)降低的反應(yīng)。 我們把發(fā)生氧化反應(yīng)的反應(yīng)物稱為還原劑。發(fā)生還原反應(yīng)的反應(yīng)物稱為氧化劑。 （三）氧化劑、還原劑。氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物。 氧化劑 （具有氧化性）得到電子，元素化合價(jià)降低的物質(zhì)發(fā) 生還原反應(yīng)，本身具有氧化性。（氧化劑：降、得、還。） 還原劑 （具有還原性）失去電子，元素化合價(jià)升高的物質(zhì)發(fā) 生氧化反應(yīng)，本身具有還原性。（還原劑：失、高、氧。） 注意： 幾個注意點(diǎn) 對同 種元素 ：最高價(jià) 只有氧化性，只 能作氧化劑。 （化合價(jià)只能降低，不能升高。 ） 最低價(jià)只有還原性

12、，只能作還原劑。 （化合價(jià)只能升高，不能降低。 ） 中間價(jià)即有氧化性又有還原性。 一般來說（一般規(guī)律） 化合價(jià)越高，氧化性越強(qiáng)； 化合價(jià)越低，還原性越強(qiáng)。但有反例（特殊情況）：如 HClO 在酸性條件下，其氧化性 HClO HClO 4常用氧化劑和還原劑氧化劑： 3+ - + 2-O2 Cl2 Fe3+ MnO 4-（H+）H2SO4（濃）HNO 3 CrO 72- Br2 O2- OH- Cl- Fe2+、 Fe Mn2+ SO2 NO2、NO Cr3+ Br- 還原劑： H2S HI CO H2C 金屬S、 SO2 I2 CO2 H+CO2 金屬陽離子 不同價(jià)態(tài)的同種元素間發(fā)生氧化還原反應(yīng)， 其結(jié)果是兩種價(jià) 態(tài)只能相互靠近或終止于中間態(tài)，即“殊途同歸” ，而決不 會出現(xiàn)高價(jià)態(tài)變低，低價(jià)態(tài)變高的交叉現(xiàn)象。 概括為六個字“只靠進(jìn)，不交叉。 ” 低價(jià)態(tài) 被氧化 中間價(jià)態(tài) 被還原 高價(jià)態(tài) 氧化產(chǎn)物 ：還原劑失去電子被氧化的生成物。 還原產(chǎn)物 ：氧化劑得到電子被還原的生成物。在同一個氧化還原反應(yīng)中，一般遵循如下規(guī)律：氧化性： 氧化劑 氧化產(chǎn)物 還原性： 還原劑 還原產(chǎn)物 在不同氧化還原反應(yīng)中：可利用同一種物質(zhì)與不同的氧 化劑（或還原劑）發(fā)生氧化還原反應(yīng)時(shí)，對反應(yīng)條件要求的 高低，也同