Question

2．海水資源豐富，海水中主要含有Na⁺、K⁺、Mg²⁺、Cl^-、SO₄^2-、Br^-、CO₃^2-、HCO₃^-等離子．合理利用海水資源和保護環境是我國可持續發展的重要保證．
Ⅰ．火力發電燃煤排放的SO₂會造成一系列環境和生態問題．利用海水脫硫是一種有效的方法，其工藝流程如下圖所示：

（1）天然海水的pH≈8，呈弱堿性．用離子方程式解釋原因CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-或HCO₃^-+H₂O?H₂CO₃^-+OH^-．
（2）天然海水吸收了含硫煙氣后，要用O₂進行氧化處理，氧化后的“海水”需要用大量的天然海水與之混合后才能排放，該操作的主要目的是2H₂SO₃+O₂═2H₂SO₄ 中和、稀釋經氧氣氧化后海水中生成的酸．
Ⅱ．重金屬離子對河流及海洋造成嚴重污染．某化工廠廢水（pH=2．O，ρ≈1g•mL^-1）中含有Ag⁺、Pb²⁺等重金屬離子，其濃度各約為0.01mol•L^-1．排放前擬用沉淀法除去這兩種離子，查找有關數據如下：

難溶電解質	AgI	AgOH	Ag2S	PbI2	Pb（OH）2	PbS
Ksp	8.3×10-17	5.6×10-8	6.3×10-50	7.1×10-9	1.2×10-15	3.4×10-28

（3）你認為往廢水中投入B （填字母序號），沉淀效果最好．
A．NaOH    B．Na₂S    C．KI   D．Ca（OH）₂
（4）如果用生石灰處理上述廢水，使溶液的pH=8.0，處理后的廢水中c（Pb²⁺）=1.2×10^-3mol/L．
（5）如果用食鹽處理其只含Ag⁺的廢水，測得處理后廢水中NaCl的質量分數為0.117%．
若環境要求排放標準為c（Ag⁺）低于1．O×lO^-8mol•L^-1，問該工廠處理后的廢水中c（Ag⁺）=9×10^-9 mol/L．已知K_sp（AgCl）=1.8×l-¹⁰mol²•L²．

Answer 1

分析 I（1）海水中的弱酸根離子水解顯堿性；
（2）H₂SO₃或HSO₃^-中的S顯+4價，均可被O₂氧化生成H⁺+SO₄^2-，酸性會大大增強，氧化后的“海水”需要引入大量的顯堿性的海水與之混合后才能排放，主要目的是中和、稀釋經氧氣氧化后海水中生成的酸（H⁺）；
II（3）溶度積越小越易轉化為沉淀，根據表格中的數據進行判斷最近試劑；
（4）先計算出溶液中氫氧根離子的物質的量濃度，然后根據Pb（OH）₂的溶度積及c（Pb²⁺）=$\frac{Ksp}{{c}^{2}（O{H}^{-}）}$進行計算；
（5）根據氯化銀的溶度積進行解答；

解答 解：I（1）天然海水的pH≈8，是因為海水中有CO₃^2-或HCO₃^-+它們水解使海水呈弱堿性，其離子方程式為CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-或 HCO₃^-+H₂O?H₂CO₃+OH^-，
故答案為：CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-或 HCO₃^-+H₂O?H₂CO₃+OH^-；
（2）H₂SO₃中的S顯+4價，均可被O₂氧化生成H₂SO₄，酸性會大大增強，氧化后的“海水”需要引入大量的顯堿性的海水與之混合后才能排放，主要目的是中和、稀釋經氧氣氧化后海水中生成的酸（H⁺），
故答案為：2H₂SO₃+O₂=2H₂SO₄；中和、稀釋經氧氣氧化后海水中生成的酸（H⁺）；
II（3）溶度積越小的越易轉化為沉淀，由表格中的數據可知，硫化物的溶度積小，則應選擇硫化鈉，
故答案為：B；
（4）由Pb（OH）₂的溶度積為1.2×10^-15，pH=8.0，c（OH^-）=10^-6mol•L^-1，則c（Pb²⁺）=$\frac{Ksp}{{c}^{2}（O{H}^{-}）}$=$\frac{1.2×1{0}^{-15}}{（1{0}^{-6}）^{2}}$=1.2×10^-3mol•L^-1，
故答案為：1.2×10^-3mol•L^-1；
（5）廢水中NaCl的質量分數為0.117%（ρ≈1g•mL^-1），c（Cl^-）=c（NaCl）=$\frac{1000×1g/ml×0.117%}{58.5g/mol}$=0.02mol/L，
K_sp（AgCl）=c（Ag⁺）•c（Cl^-）=1.8×10^-10mol²•L^-2，則c（Ag⁺）=$\frac{1.8×1{0}^{-10}}{0.02}$=9×10^-9mol•L^-1，
故答案為：9×10^-9mol•L^-1；

點評 本題考查了含硫煙氣的處理及難溶物的沉淀轉化，利用所學知識結合框圖信息是解答本題的關鍵，難度中等，注意把握Ksp的有關計算的方法．