Question

工業(yè)廢水中含有多種有害成分，任意排放將造成嚴重污染，進行分類處理達標后才能排放．
（1）含有Cu²⁺等離子的廢水，常加入FeS等難溶物質(zhì)作為沉淀劑除去．請用離子方程式說明上述除雜的原理

 

．實驗室可利用FeS制取H₂S，若將H₂S通入足量NaOH溶液中，所得溶液中Na⁺與其他微粒的濃度關系是c（Na⁺）=

 

．
（2）含鉻廢水有毒，危害很大．處理方法是在含+6價鉻的廢水中加入一定量的硫酸和硫酸亞鐵，使+6價鉻還原成+3價鉻；再調(diào)節(jié)溶液pH在6～8之間，使Fe³⁺和Cr³⁺轉(zhuǎn)化為Fe（OH）₃、Cr（OH）₃沉淀而除去．用離子方程式表示溶液pH不能超過10的原因

 

．
已知：

（3）廢水中的氨可以回收再利用．
①氨能設計成如圖所示的堿性燃料電池．產(chǎn)生的X氣體可直接排放到大氣中．a(chǎn)電極作

 

極，其電極反應式為

 

．
②加水稀釋氨水的過程中，下列表達式的數(shù)值變大的是

 

．
A．c（H⁺）                B．

c(OH-)

c(NH3?H2O)

C．c（H⁺）?c（OH^-）        D．c（NH₄⁺）+c（H⁺）
③T℃下，NH₃?H₂O的電離常數(shù)為K_a，NH₄⁺的水解平衡常數(shù)為K_h，則該溫度下水的離子積常數(shù)K_w=

 

．
④一定條件下，向某密閉容器中加入一定量的N₂和H₂發(fā)生可逆反應：N₂（g）+3H₂（g）═2NH₃（g）△H=-92.2kJ?mol^-1，測得0到10s內(nèi)，c（H₂）減小了0.75mol?L^-1，下列說法正確的是

 

A．該反應的逆反應的活化能不小于92.2kJ?mol^-1
B．10s內(nèi)氨氣的平均反應速率為0.025mol?L^-1?s^-1
C．10s到15s內(nèi)c（NH₃）增加量小于0.25mol?L^-1
D．達平衡后，分離出少量NH₃，平衡向正反應方向移動，v_正增大．

Answer 1

考點：弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡,化學電源新型電池,化學平衡的計算,鹽類水解的原理,物質(zhì)的分離、提純和除雜

專題：化學平衡專題,電離平衡與溶液的pH專題,電化學專題

分析：（1）沉淀轉(zhuǎn)移的方向是向著更難溶的方向移動；H₂S通入足量NaOH溶液中生成Na₂S，根據(jù)物料守恒分析；
（2）根據(jù)題中信息可知pH大于10時，Cr（OH）₃會溶解；
（3）①氨氣作燃料應充入負極區(qū)，堿性燃料電池氫氧根離子常參與電極反應，氨氣中的N失去電子化合價升高，由于X無污染可以確定X為氮氣；
②一水合氨為弱電解質(zhì)，加水稀釋促進氨水的電離，c（OH^-）減小，但c（H⁺）增大，Ka和Kw不變；
③堿的電離平衡常數(shù)、弱堿陽離子的水解平衡常數(shù)與水的離子積常數(shù)之間的關系為K_a?K_h=K_w；
④A、△H=正反應的活化能-逆反應的活化能；
B、根據(jù)氫氣的濃度變化求出氨氣的濃度變化，再求反應速率；
C、隨反應進行反應物的濃度減小，反應速率減�。�
D、減少生成物的濃度，反應速率減�。�

解答： 解：（1）在相同條件下CuS的溶解度比FeS更小，沉淀會向著生成CuS的方向進行，故離子方程式為FeS（s）+Cu²⁺（aq）=CuS（s）+Fe²⁺（aq）；H₂S通入足量NaOH溶液中生成Na₂S，Na₂S溶液中存在物料守恒，即n（Na）=2n（S），則c（Na⁺）=2[c（S^2-）+c（HS^-）+c（H₂S）]；
故答案為：FeS（s）+Cu²⁺（aq）=CuS（s）+Fe²⁺（aq）；2[c（S^2-）+c（HS^-）+c（H₂S）]；
（2）根據(jù)題中信息可知pH大于10，即c（OH^-）＞10^-4mol/L時，Cr（OH）₃會溶解生成CrO₂^-，其反應的離子方程式為：Cr（OH）₃+OH^-=CrO₂^-+2H₂O；
故答案為：Cr（OH）₃+OH^-=CrO₂^-+2H₂O；
（3）①在燃料電池中，可燃物充入負極區(qū)，所以NH₃充入的a極作負極；產(chǎn)生的X氣體為氧化產(chǎn)物，可直接排放到大氣中，說明X對大氣無污染，因此X為氮氣，由該燃料電池示意圖可知負極反應產(chǎn)物有水，由于是堿性電池，氫氧根離子也參與負極電極反應，綜上所述可寫出負極反應式：2NH₃+6OH^--6e^-=N₂+6H₂O；
故答案為：負；2NH₃+6OH^--6e^-=N₂+6H₂O；
②A．一水合氨為弱電解質(zhì)，加水稀釋促進氨水的電離，c（OH^-）減小，但c（H⁺）增大，故A不選；
B．加水稀釋促進氨水的電離，則n（OH^-）增大，n（NH₃?H₂O）減小，所以

c(OH-)

c(NH3?H2O)

增大，故B選；
C．c（H⁺）?c（OH^-）=Kw是常數(shù)，不隨濃度的變化而變化，故C不選；
D．c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（OH^-），加水稀釋溶液的PH減小，即c（OH^-）減小，所以c（NH₄⁺）+c（H⁺）減小，故D不選；
故答案為：B；
③T℃下，NH₃?H₂O的電離常數(shù)為K_a，NH₄⁺的水解平衡常數(shù)為K_h，則該溫度下水的離子積常數(shù)K_w=c（H⁺）?c（OH^-）=

c(NH4+)?c(OH-)

c(NH3?H2O)

×

c(NH3?H2O)?c(H+)

c(NH4+)

=K_a?K_h；
故答案為：K_a?K_h；
④A、已知N₂（g）+3H₂（g）═2NH₃（g）△H=-92.2kJ?mol^-1，△H=正反應的活化能-逆反應的活化能=-92.2kJ?mol^-1，則逆反應的活化能=正反應的活化能+92.2kJ?mol^-1，所以逆反應的活化能不小于92.2kJ?mol^-1，故A正確；
B、測得0到10s內(nèi)，c（H₂）減小了0.75mol?L^-1，則c（NH₃）增加了0.5mol?L^-1，所以10s內(nèi)氨氣的平均反應速率為：

0.5mol?L-1

10s

=0.05mol?L^-1?s^-1，故B錯誤；
C、隨反應進行反應物的濃度減小，反應速率減小，所以10s到15s內(nèi)c（NH₃）增加量小于0.25mol?L^-1，故C正確；
D、減少生成物的濃度，反應速率減小，則達平衡后，分離出少量NH₃，平衡向正反應方向移動，v_正減小，故D錯誤；
故答案為：AC．

點評：本題考查了沉淀的轉(zhuǎn)化、離子方程式的書寫、弱電解質(zhì)的電離、反應速率的計算、影響平衡和速率的因素等，本題難度中等，試題涉及的知識點較多，注意掌握化學平衡的有關知識，明確電離平衡常數(shù)與水解常數(shù)及水的離子積常數(shù)之間的關系．