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16.還原沉淀法是處理含鉻(含Cr2O72-和CrO42-)工業廢水的常用方法,過程如下:
CrO42-$→_{①轉化}^{H+}$Cr2O72-$→_{②還原}^{Fe_{2}+}$Cr3+$→_{③沉淀}^{OH-}$Cr(OH)3
已知轉化過程中的反應為2CrO42-(aq)+2H+(aq)═Cr2O72-(aq)+H2O(l).轉化后所得溶液中鉻元素的含量為28.6g/L,CrO42-有10/11轉化為Cr2O72-,下列說法不正確的是( 。
A.溶液顏色保持不變,說明上述可逆反應達到平衡狀態
B.若用綠礬(FeSO4•7H2O)作還原劑,處理1L廢水,至少需要917.4 g
C.常溫下轉化反應的平衡常數K=l×1014.則轉化后所得溶液的pH=6
D.常溫下Ksp[Cr(OH)3]=1×10-32,要使處理后廢水中的c(Cr3+ )降至1×10-5mol/L,應調溶液的pH=5

分析 A.存在平衡:2Cr O42-(黃色)+2H+?Cr2O72-(橙色)+H2O,如顏色不變,則達到平衡狀態;
B.若1L轉化后所得溶液中含鉻元素的質量為28.6g,根據守恒列關系式:2Cr~2CrO42-~Cr2O72-~2Cr3+~6e-~6FeSO4•7H2O計算;
C.轉化時發生的反應為:2CrO42-+2H+?Cr2O72-+H2O,若1L轉化后所得溶液中含鉻元素的質量為28.6g,CrO42-有$\frac{10}{11}$轉化為Cr2O72-,說明鉻元素有$\frac{10}{11}$轉化為Cr2O72-,計算平衡濃度,結合平衡常數計算;
D.根據溶度積常數列式計算.

解答 解:轉化后所得溶液中鉻元素含量為28.6g/L,則1L廢水中n(Cr)=$\frac{28.6g}{52g/mol}$=0.55mol,
A.存在平衡:2Cr O42-(黃色)+2H+?Cr2O72-(橙色)+H2O,如顏色不變,說明濃度不變,則達到平衡狀態,故A正確;
B.若用綠礬(FeSO4•7H2O)(M=278)作還原劑,處理1L廢水,設需要xmolFeSO4•7H2O,轉化后n(Cr)=$\frac{28.7g}{52}$=0.55mol,由氧化還原反應中氧化劑和還原劑得失電子數目相等可知0.55×(6-3)=x×(3-2),x=1.65,m(FeSO4•7H2O)=1.65mol×278g/mol=458.7g,故B錯誤;
C.1L廢水中n(Cr)=0.55mol,CrO42-有$\frac{10}{11}$轉化為Cr2O72-,則轉化后c(CrO42-)=0.55mol/L×(1-$\frac{10}{11}$)=0.05mol/L,c(Cr2O72-)=0.55mol/L×$\frac{10}{11}×\frac{1}{2}$=0.25mol/L,常溫下轉換反應的平衡常數K=1×1014,則$\frac{c(C{r}_{2}{{O}_{7}}^{2-})}{{c}^{2}(Cr{{O}_{4}}^{2-})•{c}^{2}({H}^{+})}$=1×1014,c(H+)=1×10-6mol/L,所以pH=6,故C正確;
D.常溫下Ksp[Cr(OH)3]=1×10-32,要使處理后廢水中c(Cr3+)降至1×10-5mol/L,則c(Cr3+)×c3(OH-)=1×10-32,c(OH-)=1×10-9mol/L,pH=5,故D正確;
故選B.

點評 本題考查難溶電解質的溶解平衡,側重于學生的分析能力和計算能力的考查,題目難度中等,注意把握相關計算公式的運用,明確難溶物溶解平衡及沉淀轉化的本質,試題培養了學生的分析能力及化學計算能力.

練習冊系列答案
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13.制備乙酸乙酯時,飽和碳酸鈉的作用:溶解乙醇、除去乙酸、降低乙酸乙酯的溶解度.

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科目:高中化學 來源: 題型:選擇題

14.下列敘述正確的是( 。
A.1 mol NH3的質量為17 g•mol-1
B.H2SO4的摩爾質量為98g
C.3.01×1023個O3分子和 3.01×1023個O2分子電子數之比等于1:1
D.等物質的量的CO2分子和CO分子的質量比等于11:7

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科目:高中化學 來源: 題型:選擇題

4.鹵化銀AgX的沉淀溶解平衡曲線如圖所示,已知橫坐標p(Ag+)=-lgc(Ag+),縱坐標Y=-lgc(X-).下列說法正確的是( 。
A.該溫度下AgCl的Ksp約為1×10-15
B.a點時c(Ag+)=c(I-),AgI處于平衡狀態
C.b點可表示AgBr的不飽和溶液
D.該溫度下AgCl、AgBr飽和溶液中:c(Cl-)<c(Br-

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科目:高中化學 來源: 題型:填空題

11.在一容積為2L的密閉容器中,加入0.2mol的N2和0.6mol的H2,在一定條件下發生如下反應:N2(g)+3H2(g)?2NH3(g)△H<0.反應中NH3的物質的量濃度的變化情況如圖所示,請回答下列問題:                       
(1)根據圖象,計算從反應開始到平衡時,用NH3表示的平均反應速率v(NH3)=0.025mol•L-1•min-1.  
(2)該反應達到平衡時N2的轉化率為50%.  
(3)反應達到平衡后,第5min末,若保持其他條件不變,僅改變反應溫度,則NH3的物質的量濃度不可能為a(填序號).   
a.0.20mol•L-1   b.0.12mol•L-1   c.0.10mol•L-1  d.0.08mol•L-1   
(4)判斷該反應達到平衡狀態的標志是bcd(填字母);
a.N2和NH3濃度相等         b.NH3百分含量保持不變  c.容器中氣體的壓強不變
d.NH3和H2的生成速率之比為2:3      e.容器中混合氣體的密度保持不變
(5)反應達到平衡后,第5min末,若保持其他條件不變,只把容器的體積縮小一半,平衡向正反應方向移動(填“向逆反應方向”、“向正反應方向”或“不”). 
(6)在第5min末將容器的體積縮小一半后,若在8min末達到新的平衡(此時NH3的濃度約為0.25mol•L-1),請在圖中畫出第5min末到9min時NH3濃度的變化曲線.

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科目:高中化學 來源: 題型:解答題

1.在容積為1.00L的容器中,通入一定量的N2O4,發生反應N2O4(g)═2NO2(g),隨溫度的升高,混合氣體的平均相對分子質量減。
回答下列問題:
(1)反應的△H小于0(填“大于”或“小于”);100℃時,體系中各物質濃度隨時間變化如圖所示.在0~60s時段,反應速率v(NO2)為0.002 mol•L-1•s-1
(2)100℃時達平衡后,改變反應溫度為T,c(NO2)以0.0020mol•L-1•s-1的平均速率降低,經10s又達到平衡.則T小于 100℃(填“大于”或“小于”),計算溫度T時反應的平衡常數K=0.2.
(3)有一甲醇燃料電池,采用NaOH作電解質溶液,寫出該電池負極反應式CH3OH-6e-+8OH-=CO32-+6H2O;用該電池做電源,石墨為電極電解氯化鎂溶液,陰極現象為有無色氣體和白色沉淀生成.
(4)已知25℃時,Ksp[Fe(OH)3]=4.0×10-38,此溫度下若在實驗室中配制5mol/L100mLFeCl3溶液,為使配制過程中不出現渾濁現象,則至少需要加入2.5mL、2mol/L的鹽酸(總體積忽略加入鹽酸體積).

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科目:高中化學 來源: 題型:選擇題

8.已知25℃時KSP(PbSO4)=1.6×10-8、KSP(BaSO4)=1.1×10-10,該溫度下PbSO4在不同濃度的硫酸中的溶解度如圖所示.下列有關說法不正確的是(  )
A.圖中A點c(SO42-)=7mol•L-1
B.過濾的PbSO4沉淀,用稀硫酸洗滌,可以減少沉淀損耗
C.硫酸濃度大于5mol•L-1時,PbSO4溶解度增大的原因是轉化成Pb(HSO42
D.將Pb(NO32、Ba(NO32混合溶液滴入稀硫酸中,能生成PbSO4和BaSO4兩種沉淀

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科目:高中化學 來源: 題型:解答題

5.苯乙烯()是生產各種塑料的重要單體,可通過乙苯催化脫氫制得:CH2CH3(g)$\stackrel{催化劑}{?}$=CH2(g)+H2(g)△=-Q1kJ.mol-1
(1)苯乙烯可聚合生成聚苯乙烯,該聚合物的結構簡式為
(2)已知、、H2(g)的燃燒熱(△H)分別為-Q1 kJ•mol-1、-Q2kJ•mol-1、-Q3 kJ•mol-1,寫出Q與Q1、Q2、Q3的關系式Q2+Q3-Q1
(3)500℃時,在恒容密閉容器中,充入a mol乙苯,反應達到平衡后容器內氣體的壓強為P;若再充入bmol的乙苯,重新達到平衡后容器內氣體的壓強為2P,則a<b(填“>”、“<”或“=”),乙苯的轉化率將減。ㄌ睢霸龃蟆薄ⅰ皽p小”或“不變”).
(4)在實際生產中,常保持總壓0.1Mpa不變,并向反應體系加入稀釋劑,如CO2、N2等.反應混合氣物質的量之比及反應溫度與乙苯(EB)脫氫轉化率關系(N2不參與反應)如圖所示.
①由圖判斷Q>0(填“>”或“<”),依據是隨著溫度升高,乙苯的平衡轉化率增大.
②A、B兩點對應的正反應速率較大的是B.
③A點乙苯的轉化率比B點高,原因是保持總壓不變,充入N2,容器體積增大,各組分的濃度同倍數減小,利于反應正向進行,乙苯轉化率增大.
④用平衡分壓代替平衡濃度計算,其中,分壓=總壓×物質的量分數.則600℃時的平衡常數Kp=0.019MPa.(保留兩位小數)

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科目:高中化學 來源: 題型:解答題

6.常溫下,向25mL 0.1mol•L-1 MOH 溶液中逐滴加入0.2mol•L-1 HA溶液,曲線如圖所示(體積變化忽略不計).回答下列問題:
(1)MOH與HA恰好完全反應時,溶液呈堿性(填“酸”、“堿”或“中”),用離子方程式表示其原因A-+H2O?HA+OH-.此時,混合溶液中由水電離出的c(H+)> 0.2mol.L-1 HA溶液中由水電離出的c(H+)(填“>”“<”或“=”).
(2)D點時,溶液中c(A-)+c(HA)=2c(M+)(填“>”“<”或“=”);若此時測得混合溶液的pH=3,則 c(HA)+c(H+)=0.05+10-11 mol•L-1(數字表達式,不必具體算出結果).
(3)分別寫出C點混合溶液中各離子濃度的大小關系c(A-)>c(M+)>c(H+)>c(OH-).

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