Question

【題目】弱電解質的電離平衡、鹽類的水解平衡和難溶物的溶解平衡均屬于化學平衡。

Ⅰ.己知H2A在水中存在以下平衡：H2A=H++HA-，HA-H++A2-

（1）某溫度下，若向0.1mol·L-1的NaHA溶液中逐滴滴加0.1 mol·L-1 KOH溶液至溶液呈中性(忽略混合后溶液的體積變化)。此時該混合溶液中的下列關系一定正確的是__________。

A.c(H+)·c(OH-)=l.0×10-14

B.c(Na+)+c(K+)=c(HA-)+2c(A2-)

C.c(Na+)>c(K+)

D.c(Na+)+c(K+)=0.05mol·L-1

（2）己知常溫下H2A的鈣鹽(CaA)的飽和溶液中存在以下平衡：CaA(s)Ca2+(aq)+A2+(aq) △H>0。若要使該溶液中Ca2+濃度變小，可采取的措施有____________。

A.升高溫度 B.降低溫度

C.加入NH4Cl晶體 D.加入Na2A固體

Ⅱ.含有Cr2O72-的廢水毒性較大，某工廠廢水中含5.0×10-3mol·L-1的Cr2O72-。為了使廢水的排放達標，進行如下處理：

（1）該廢水中加入綠礬和H+，發生反應的離子方程式為________________________。

（2）若處理后的廢水中殘留的c(Fe3+)=2.0×10-13mol·L-1，則殘留的Cr3+的濃度為___________。(已知：Ksp[Fe(OH)3)]=4.0×10-38， Ksp[Cr(OH)3]=6.0×10-31)

Answer 1

【答案】 BC BD Cr2O72-+6Fe2+ +14H+=2Cr3++6Fe3++7H2O 3.0×10-6mol·L-1

【解析】Ⅰ.(1)A、水的離子積常數與溫度有關，溫度越高，水的離子積常數越大，溫度未知，所以水的離子積常數也未知，故A錯誤；B、溶液呈電中性，氫離子濃度等于氫氧根離子濃度，溶液中陰陽離子所帶電荷相等，所以c(Na+)+c(K+)=c(HA-)+2c(A2-)，故B正確；C、H2A在水中存在以下平衡：H2A=H++HA-，HA-H++A2-，NaHA溶液中HA-只電離，不水解，溶液呈酸性，Na2A溶液呈堿性，向0.1mol/L的NaHA溶液中逐滴滴加0.1mol/L KOH溶液至溶液呈中性時，NaHA的物質的量應大于氫氧化鉀的物質的量，所以同一混合溶液中c(Na+)＞c(K+)，故C正確；D、NaHA溶液呈酸性，Na2A溶液呈堿性，向0.1mol/L的NaHA溶液中逐滴滴加0.1mol/L KOH溶液至溶液呈中性時，NaHA的體積應大于氫氧化鉀的體積，所以c(Na+)+c(K+)＞0.05mol/L，故D錯誤；故答案為：BC；

(2)CaA(s)Ca2+(aq)+A2-(aq)△H＞0，降溫平衡，逆向移動，c(Ca2+)減小，加入NH4Cl晶體，銨根離子與A離子水解相互促進，鈣離子濃度增大，加入Na2A固體．A-離子濃度增大，平衡逆向移動，c(Ca2+)減小，故答案為：BD。

Ⅱ.(1)酸性條件下，Cr2O72-具有強氧化性，可氧化Fe2+，反應的離子方程式為Cr2O72-+6Fe2++14H+═2Cr3++6Fe3++7H2O，故答案為：Cr2O72-+6Fe2++14H+═2Cr3++6Fe3++7H2O；

(2)若處理后的廢水中殘留的c(Fe3+)=2×10-13molL-1，Ksp[Fe(OH)3]=c(Fe3+)c3(OH-)=4.0×10-38，計算得到c3(OH-)=2×10-25mol/L，則殘留的Cr3+的濃度為Ksp[Cr(OH)3]=c(Cr3+)c3(OH-) =6.0×10-31 ，c(Cr3+)=3×10-6molL-1；故答案為：3×10-6molL-1。