Question

工业废水中常含有一定量Cr₂O₇^2-和CrO₄^2-，它们会对人类及生态系统产生很大伤害。

已知：i. 2CrO₄^2-（黄色）+ 2H⁺ Cr₂O₇^2-（橙色）+ H₂O

ii. Cr(OH)₃(s) + H₂O [Cr(OH)₄]^- (亮绿色) + H⁺

(1) 含铬工业废水的一种处理流程如下：

① i. 若在转化一步中调节溶液的pH=2，则溶液显_______色。

ii. 能说明转化一步反应达平衡状态的是_______（填字母序号）。

a．Cr₂O₇^2-和CrO₄^2-的浓度相同        b．ν_正(Cr₂O₇^2-) = 2ν_逆(CrO₄^2-)

c．溶液的颜色不变                d．溶液的pH不变

② 步骤②还原一步的离子方程式是___________________________；若还原l mol Cr₂O₇^2-离子，需要FeSO₄·7H₂O的物质的量是_______mol。

③ 沉淀一步中，向含Cr³⁺(紫色)溶液中，逐渐滴加NaOH溶液。当pH＝4.6时，开始出现灰绿色沉淀，随着pH的升高，沉淀量增多。当pH≥13时，沉淀逐渐消失，溶液变为亮绿色。

i. 请解释溶液逐渐变为亮绿色的原因：_______。

ii. 若向0.05mol·L^-1的Cr₂(SO₄)₃溶液50mL中，一次性加入等体积0.6 mol·L^-1的NaOH溶液，充分反应后，溶液中可观察到的现象是__________。

④ 在K[Cr(OH)₄]和K₂Cr₂O₇混合溶液中加入足量H₂SO₄酸化，铬元素以_______形式存在（填离子符号）。

(2) 用Fe做电极电解含Cr₂O₇^2-的酸性工业废水，可以直接除去铬。随着电解进行，在阴极附近溶液pH升高，产生Cr(OH)₃沉淀。

① 结合上述工业流程分析用Fe做电极的原因：_______。

② 结合电极反应式解释在阴极附近溶液pH升高的原因：_______。

③ 溶液中同时生成的沉淀可能还有_______(填化学式)。

Answer

橙 cd 6 随着溶液pH增大，平衡 Cr(OH)3(s) + H2O [Cr(OH)4]- (亮绿色) + H+正向移动故溶液逐渐变为亮绿色 溶液由紫色最终变为亮绿色 Cr3+和Cr2O72- 铁在阳极反应发生反应Fe - 2e- == Fe2＋，为还原Cr2O72-提供还原剂Fe2＋ 阴极发生反应2H＋+2e- == H2↑ 导致c(H＋)下降 Fe(OH)3

【解析】(1)①i.c(H+)增大，平衡2CrO42-(黄色)+2H+⇌Cr2O72-(橙色)+H2O右移，溶液呈橙色；
ii. 根据判断平衡状态的方法：V正=V逆，或各组分的浓度保持不变则说明已达平衡；a．Cr2O72-和CrO42-的浓度相同取决于起始浓度和转化，不能判断平衡，故A错误；b．2v(Cr2O72-)=v(CrO42-)，不能判断正逆反应速率关系，不能判断平衡，故B错误；c．溶液的颜色不变，为特征定，能判断平衡，故C正确；故答案为：C；d．溶液的pH不变，为特征定，能判断平衡，故d正确；答案为cd；
②步骤②用Fe2+在酸性条件下还原Cr2O72-得到Cr3+的离子方程式为6Fe2++Cr2O72-+14H+=6Fe3++2Cr3++7H2O；根据电子得失守恒：n(Cr2O72-)×6=n(FeSO4•7H2O)×1，n(FeSO4•7H2O)= =6mol；

③i.向含Cr3+(紫色)溶液中，逐渐滴加NaOH溶液，氢离子浓度减小，溶液pH增大，平衡 Cr(OH)3(s)+H2O[Cr(OH)4]- (亮绿色)+H+正向移动，故溶液逐渐变为亮绿色；

ii.若向0.05mol•L-1的Cr2(SO4)3溶液50mL中，一次性加入等体积0.6mol•L-1的NaOH溶液，氢氧根的浓度较大且过量，平衡向右移彻底，溶液由紫色最终变为亮绿色；

④在K[Cr(OH)4]和K2Cr2O7混合溶液中加入足量H2SO4酸化，i.2CrO42-(黄色)+2H+Cr2O72-(橙色)+H2O；ii．Cr(OH)3(s)+H2O[Cr(OH)4]- (亮绿色)+H+；氢离子浓度足够大，i向右移，ii向左移，氢氧化铬溶解，得到Cr3+，所以铬元素以Cr3+和Cr2O72-存在；
(2)①铁在阳极反应发生反应Fe-2e-═Fe2+，为还原Cr2O72-提供还原剂Fe2+，则应该用Fe作阳极；
②溶液中氢离子在阴极放电生成氢气，导致阴极附近氢离子浓度降低，溶液的pH升高，电极反应式为2H++2e-=H2 ↑；
③亚铁离子被氧化生成Fe3+，Fe3+和OH-反应生成Fe(OH)3沉淀。