Question

（16分）I、（1）三種弱酸HA、H₂B、HC，電離平衡常數的數值為1.8×10^-5、5.6×10^-11、4.9×10^-10、4.3×10^-7(數據順序已打亂)，已知三種酸和它們的鹽之間能發(fā)生以下反應：①HA + HB^- (少量)=A^_ + H₂B ,②H₂B(少量) + C^- = HB^_ + HC ,③HA(少量) + C^- =A^_ + HC 。則三種酸對應的電離平衡常數分別為（請?zhí)羁眨?br />

	HA	H2B		HC
Ka	Ka1	Ka2	Ka3	Ka4
數值

（2）常溫下0.1mol/LCH₃COOH溶液加水稀釋過程，下列表達式數據一定變小是:_______
A  c（H⁺）   B  c（H⁺）/c（CH₃COOH） C  c（H⁺）·c（OH^-）
D  c（OH^-）/（H⁺）體積為10mLpH=2醋酸溶液與一元酸HX分別加水稀釋至1000mL，稀釋過程pH變化如圖：則HX電離平衡常數_____（填大于、等于或小于）醋酸平衡常數；理由是___________________________

II、工業(yè)廢水中常含有一定量的Cr₂O₇^2-和CrO₄^2-，它們會對人體及生態(tài)系統產生很大的傷害，必須進行處理。還原沉淀法是常用的一種方法。

（1）轉化過程中存在平衡2CrO₄^2- + 2H⁺ Cr₂O₇^2- + H₂O能說明反應到達平衡狀態(tài)的是
A．CrO₄^2-和Cr₂O₇^2-的濃度相同          B．2ν（Cr₂O₇^2-）=ν（CrO₄^2-）
C．溶液的pH值保持不變              D．溶液顏色保持不變
（2）若1L轉化后所得溶液中含鉻元素質量為28.6g，CrO₄^2-有10/11轉化為Cr₂O₇^2-（已知鉻元素相對原子質量為52）。①轉化后所得溶液中c(Cr₂O₇^2-)=                
②已知：常溫下該反應的平衡常數K=10¹⁴,上述轉化后所得溶液的pH為        
（3）還原過程中的離子反應方程式                                    
（4）若常溫下Ksp(Cr(OH)₃)=10^-32,要使c(Cr³⁺)降至10^-5mol/L，溶液的pH應調至      

Answer 1

27．（16分）I、（1）(2分，錯一個扣1分，扣完為止)

	HA	H2B		HC
Ka	Ka1	Ka2	Ka3	Ka4
數值	1.8×10-5	4.3×10-7	5.6×10-11	4.9×10-10

（2）A(2分)（3）大于(2分)   II、(1)CD(2分) (2) ①0.25mol/L(2分)②6(2分)
(3) Cr₂O₇^2-+ 6Fe²⁺+14H⁺ ="==" 6Fe³⁺+ 2Cr³⁺+ 7H₂O (2分) (4)5(2分)

I、（1）根據較強酸制取較弱酸的原理可知，反應①說明HA的酸性強于H₂B的。②說明H₂B的酸性強于HC的，但HB^－的酸性弱于HC。③說明HA的酸性強于HC的，即酸性強弱為HA＞H₂B＞HC＞HB^－。
（2）醋酸存在電離平衡，稀釋有利于電離，即在稀釋過程中氫離子和CH₃COO^－的物質的量是增加的，但其濃度是減小的，所以c（OH^-）增大。醋酸分子減小，濃度也減小，水的離子積常數和溫度有關，不變。所以答案選A。
II、(1)平衡時濃度不再發(fā)生變化，但物質的濃度不一定相等，所以A不正確。pH不變說明氫離子濃度不再發(fā)生變化，顏色的深淺和濃度有關，所以CD正確。速率之比是化學計量數之比，B不正確。答案選CD。
（2）設1L溶液中CrO₄^2-的物質的量是xmol，則生成Cr₂O₇^2-的物質的量是10x/22mol。1L溶液中鉻元素的物質的量為0.55mol，則生成Cr₂O₇^2-的物質的量是10/11×0.55mol×1/2=0.25mol，所以濃度為0.25mol/L。
（3）根據反應物和生成物可知，方程式為Cr₂O₇^2-+ 6Fe²⁺+14H⁺ ="==" 6Fe³⁺+ 2Cr³⁺+ 7H₂O。
（4）根據溶度積常數可知，此時c（OH^-）＝，所以氫離子濃度為10^－5mol/L，則pH是5.