Question

【題目】工業廢水中常含有一定量Cr2O72-和CrO42-，它們會對人類及生態系統產生很大傷害。

已知：i. 2CrO42-（黃色）+ 2H+ Cr2O72-（橙色）+ H2O

ii. Cr(OH)3(s) + H2O [Cr(OH)4]- (亮綠色) + H+

(1) 含鉻工業廢水的一種處理流程如下：

① i. 若在轉化一步中調節溶液的pH=2，則溶液顯_______色。

ii. 能說明轉化一步反應達平衡狀態的是_______（填字母序號）。

a．Cr2O72-和CrO42-的濃度相同 b．ν正(Cr2O72-) = 2ν逆(CrO42-)

c．溶液的顏色不變 d．溶液的pH不變

② 步驟②還原一步的離子方程式是___________________________；若還原l mol Cr2O72-離子，需要FeSO4·7H2O的物質的量是_______mol。

③ 沉淀一步中，向含Cr3+(紫色)溶液中，逐漸滴加NaOH溶液。當pH＝4.6時，開始出現灰綠色沉淀，隨著pH的升高，沉淀量增多。當pH≥13時，沉淀逐漸消失，溶液變為亮綠色。

i. 請解釋溶液逐漸變為亮綠色的原因：_______。

ii. 若向0.05mol·L-1的Cr2(SO4)3溶液50mL中，一次性加入等體積0.6 mol·L-1的NaOH溶液，充分反應后，溶液中可觀察到的現象是__________。

④ 在K[Cr(OH)4]和K2Cr2O7混合溶液中加入足量H2SO4酸化，鉻元素以_______形式存在（填離子符號）。

(2) 用Fe做電極電解含Cr2O72-的酸性工業廢水，可以直接除去鉻。隨著電解進行，在陰極附近溶液pH升高，產生Cr(OH)3沉淀。

① 結合上述工業流程分析用Fe做電極的原因：_______。

② 結合電極反應式解釋在陰極附近溶液pH升高的原因：_______。

③ 溶液中同時生成的沉淀可能還有_______(填化學式)。

Answer 1

【答案】 橙 cd 6 隨著溶液pH增大，平衡 Cr(OH)3(s) + H2O [Cr(OH)4]- (亮綠色) + H+正向移動故溶液逐漸變為亮綠色 溶液由紫色最終變為亮綠色 Cr3+和Cr2O72- 鐵在陽極反應發生反應Fe - 2e- == Fe2＋，為還原Cr2O72-提供還原劑Fe2＋ 陰極發生反應2H＋+2e- == H2↑ 導致c(H＋)下降 Fe(OH)3

【解析】(1)①i.c(H+)增大，平衡2CrO42-(黃色)+2H+Cr2O72-(橙色)+H2O右移，溶液呈橙色；
ii. 根據判斷平衡狀態的方法：V正=V逆，或各組分的濃度保持不變則說明已達平衡；a．Cr2O72-和CrO42-的濃度相同取決于起始濃度和轉化，不能判斷平衡，故A錯誤；b．2v(Cr2O72-)=v(CrO42-)，不能判斷正逆反應速率關系，不能判斷平衡，故B錯誤；c．溶液的顏色不變，為特征定，能判斷平衡，故C正確；故答案為：C；d．溶液的pH不變，為特征定，能判斷平衡，故d正確；答案為cd；
②步驟②用Fe2+在酸性條件下還原Cr2O72-得到Cr3+的離子方程式為6Fe2++Cr2O72-+14H+=6Fe3++2Cr3++7H2O；根據電子得失守恒：n(Cr2O72-)×6=n(FeSO47H2O)×1，n(FeSO47H2O)= =6mol；

③i.向含Cr3+(紫色)溶液中，逐漸滴加NaOH溶液，氫離子濃度減小，溶液pH增大，平衡Cr(OH)3(s)+H2O[Cr(OH)4]-(亮綠色)+H+正向移動，故溶液逐漸變為亮綠色；

ii.若向0.05molL-1的Cr2(SO4)3溶液50mL中，一次性加入等體積0.6molL-1的NaOH溶液，氫氧根的濃度較大且過量，平衡向右移徹底，溶液由紫色最終變為亮綠色；

④在K[Cr(OH)4]和K2Cr2O7混合溶液中加入足量H2SO4酸化，i.2CrO42-(黃色)+2H+Cr2O72-(橙色)+H2O；ii．Cr(OH)3(s)+H2O[Cr(OH)4]-(亮綠色)+H+；氫離子濃度足夠大，i向右移，ii向左移，氫氧化鉻溶解，得到Cr3+，所以鉻元素以Cr3+和Cr2O72-存在；
(2)①鐵在陽極反應發生反應Fe-2e-═Fe2+，為還原Cr2O72-提供還原劑Fe2+，則應該用Fe作陽極；
②溶液中氫離子在陰極放電生成氫氣，導致陰極附近氫離子濃度降低，溶液的pH升高，電極反應式為2H++2e-=H2 ↑；
③亞鐵離子被氧化生成Fe3+，Fe3+和OH-反應生成Fe(OH)3沉淀。