Question

【題目】CrO42－和Cr2O72－在溶液中可相互轉化。室溫下，1.0×10－3mol/L的Na2CrO4溶液中c(Cr2O72－)隨pH的變化如圖所示。

(1)用離子方程式表示Na2CrO4溶液中的可逆反應________________。

(2)調節該溶液的酸堿性使pH減小，觀察到實驗現象為_______________根據圖示中A點數據，計算出該轉化反應的平衡常數________；

(3)溫度升高，溶液中CrO42－的平衡轉化率減小，則該反應的ΔH____0(填“大于”、“等于”或“小于”)。

(4)在化學分析中采用K2CrO4為指示劑，以AgNO3標準溶液滴定待測液中的Cl－，利用Ag+與CrO42－生成磚紅色沉淀，作為滴定終點標志。當溶液中Cl－恰好沉淀完全(濃度等于1.0×10－5mol/L)時，溶液中c(Ag+)為____ mol/L，此時溶液中c(CrO42－)等于____ mol/L。（已知Ag2CrO4、AgCl的Ksp分別為2.0×10－12和2.0×10－10）。

Answer 1

【答案】2CrO42－ + 2H+ Cr2O72－+ H2O 溶液由黃色變為橙色 1.0×10-5L3/mol3 小于 2.0×10－5 5.0×10－3

【解析】

(1)隨著H+濃度的增大，CrO42轉化為Cr2O72的離子反應式為：2CrO42+2H+Cr2O72+H2O，

故答案為：2CrO42+2H+Cr2O72+H2O；

②溶液酸性增大，平衡2CrO42+2H+Cr2O72+H2O正向進行，CrO42的平衡轉化率增大，平衡正向移動，溶液由黃色變為橙色；A點Cr2O72的濃度為0.25×10－3mol/L，pH=1，H+濃度為1×101mol/L，則消耗的CrO42的濃度為0.5×10－3mol/L，則溶液中的c(CrO42)=1.0×10－3mol/L0.25×10－3mol/L×2=0.5×10－3mol/L，，此時該轉化反應的平衡常數為K===1.0×10-5L3/mol3，

故答案為：溶液由黃色變為橙色；1.0×10-5L3/mol3；

(3)升高溫度,溶液中CrO42的平衡轉化率減小，平衡逆向移動，說明正方向放熱，則該反應的△H<0，

故答案為：小于；

(2)當溶液中Cl完全沉淀時，即c(Cl)=1.0×105mol/L，依據Ksp(AgCl)=2.0×1010，計算得到c(Ag+)===2.0×105mol/L，

此時溶液中c(CrO42)===5.0×103mol/L，

故答案為：2.0×105；5.0×103。