Question

14．工業(yè)廢水中常含有一定量的Cr₂O₇^2-和CrO₄^2-，它們會對人類及生態(tài)系統(tǒng)產(chǎn)生很大損害，必須進行處理．常用的處理方法有兩種．
方法1：還原沉淀法．該法的工藝流程為：Cr${\;}_{4}^{2-}$$→_{①轉(zhuǎn)化}^{H+}$Cr₂O${\;}_{4}^{2-}$$→_{②還原}^{Fe_{2}+}$Cr³⁺+$→_{③沉淀}^{OH-}$Cr（OH）₃↓其中第①步存在平衡：2CrO₄^2-（黃色）+2H⁺?Cr₂O₇^2-（橙色）+H₂O
（1）若平衡體系的pH=2，則溶液顯橙色．
（2）能說明第①步反應達平衡狀態(tài)的是c．
a．Cr₂O₇^2-和CrO₄^2-的濃度相同   b．2v （Cr₂O₇^2-）=v（CrO₄^2-）   c．溶液的顏色不變
（3）第②步中，還原1mol Cr₂O₇^2-離子，需要6mol的FeSO₄•7H₂O．
（4）第③步生成的Cr（OH）₃在溶液中存在以下沉淀溶解平衡：Cr（OH）₃（s）?Cr³⁺ （aq）+3OH^-（aq）常溫下，Cr（OH）₃的溶度積K_sp=c（Cr³⁺）•c³（OH^-）=10^-32，要使c（Cr³⁺）降至10^-5 mol/L，溶液的pH應調(diào)至5．
方法2：電解法．該法用Fe作電極電解含Cr₂O₇^2-的酸性廢水，隨著電解進行，在陰極附近溶液pH升高，產(chǎn)生Cr（OH）₃沉淀．
（5）用Fe作電極的原因為陽極反應為Fe-2e^-═Fe²⁺，提供還原劑Fe²⁺．
（6）在陰極附近溶液pH升高的原因是（用電極反應解釋）2H⁺+2e^-═H₂↑；溶液中同時生成的沉淀還有Fe（OH）₃．

Answer 1

分析 （1）根據(jù)外界條件對平衡的影響來確定平衡移動方向，從而確定溶液顏色變化；
（2）根據(jù)判斷平衡狀態(tài)的方法：V_正=V_逆，或各組分的濃度保持不變則說明已達平衡，也可根據(jù)化學平衡狀態(tài)的特征：逆、定、動、變、等來回答判斷；
（3）在氧化還原反應中，化合價升高值=化合價降低值=轉(zhuǎn)移電子數(shù)來計算；
（4）根據(jù)Ksp=c（Cr³⁺）•c³（OH^-）來計算氫氧根離子離子的濃度，并計算氫離子濃度和pH的大�。�
（5）陽極是活性電極時，陽極本身失電子，生成陽離子；
（6）溶液PH升高的原因是溶液中氫離子濃度減少，即氫離子在陰極得電子，PH升高，氫氧根離子濃度增大，離子濃度冪的乘積大于溶度積，所以金屬陽離子會生成氫氧化物沉淀．

解答 解：（1）c（H⁺）增大，平衡2CrO₄^2-（黃色）+2H⁺?Cr₂O₇^2-（橙色）+H₂O右移，溶液呈橙色，故答案為：橙；
（2）對于平衡：2CrO₄^2-（黃色）+2H⁺?Cr₂O₇^2-（橙色）+H₂O，
a．Cr₂O₇^2-和CrO₄^2-的濃度相同，不一定平衡，故a錯誤；
b．2υ（Cr₂O₇^2-）=υ（CrO₄^2-）不能證明正逆速率相等，所以不是平衡狀態(tài)，故b錯誤；
c．溶液的顏色不變，即有色離子濃度不會再不變，達到了化學平衡狀態(tài)，故c正確；
故選c；
（3）還原1mol Cr₂O₇^2-離子，鉻元素化合價從+6價降低到+3價，一共得到電子6mol，亞鐵離子被氧化為+3價，應該得到6mol電子，所以還原1mol Cr₂O₇^2-離子，
需要6mol的FeSO₄•7H₂O，故答案為：6；
（4）Cr（OH）₃的溶度積Ksp=c（Cr³⁺）•c³（OH^-）=10^-32，要使c（Cr³⁺）降至10^-5mol/L，則需c（OH^-）=$\root{3}{\frac{Ksp}{c（C{r}^{3+}）}}$=$\root{3}{\frac{1{0}^{-32}}{1{0}^{-5}}}$=10^-9mol/L，所以c（H⁺）=10^-5mol/L，即pH=5，故答案為：5；
（5）在電解法除鉻中，鐵作陽極，陽極反應為Fe-2e^-═Fe²⁺，以提供還原劑Fe²⁺，
故答案為：陽極反應為Fe-2e^-=Fe²⁺，提供還原劑Fe²⁺；
（6）在陰極附近溶液pH升高的原因是水電離產(chǎn)生的H⁺放電生成H₂：2H⁺+2e^-═H₂↑；同時大量產(chǎn)生了OH^-，所以溶液中的Fe³⁺也將轉(zhuǎn)化為Fe（OH）₃沉淀；
故答案為：2H⁺+2e^-=H₂↑；Fe（OH）₃．

點評 本題主要考查了鉻及其化合物的性質(zhì)、氧化還原反應、沉淀溶解平衡和電化學知識等內(nèi)容，難度中等，明確物質(zhì)的性質(zhì)及發(fā)生的化學反應、溶度積常數(shù)的計算方法是解答本題的關鍵，試題培養(yǎng)了學生的分析、理解能力及計算能力．