Question

16．工業(yè)廢水中常含有一定量的Cr₂O${\;}_{7}^{2-}$和CrO${\;}_{4}^{2-}$，它們會對人類及生態(tài)系統(tǒng)產生很大的傷害，必須進行處理．常用的處理方法有兩種．
CrO${\;}_{4}^{2-}$$→_{①轉化}^{H+}$CrO${\;}_{7}^{2-}$$→_{②還原}^{Fe_{2}+}$Cr³⁺$→_{③沉淀}^{OH-}$Cr（OH）₃↓
方法1：還原沉淀法H⁺  ①Fe²⁺  ②OH^- 
該法的工藝流程為③
其中第①步存在平衡：2CrO${\;}_{4}^{2-}$（黃色）+2H⁺?CrO${\;}_{7}^{2-}$（橙色）+H₂
（1）若平衡體系的pH=2，則溶液顯色．
（2）第②步中，還原1mol Cr2O7^2-離子，需要mol 的FeSO4•7H2O．
（3）第③步生成的C r （ O H ） 3 在溶液中存在以下沉淀溶解平衡：
Cr（OH）₃?Cr³⁺（aq）+3OH^-（aq）
常溫下，Cr（OH0）₃的溶度積Ksp═10^-32，要使Cr³⁺沉淀完全，溶液的pH 應調至．
方法2：電解法
該法用Fe 做電極電解含Cr2O7^2-的酸性廢水，隨著電解進行，在陰極附近溶液pH
升高，產生Cr（OH）₃沉淀．
（4）陰極的電極反應式為．
（5）寫出溶液中另一個重要的氧化還原反應方程式．．

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，從而確定離子濃度大小和溶液顏色變化；
（2）根據(jù)氧化還原反應中得失電子守恒來計算；
（3）根據(jù)溶度積常數(shù)以及水的離子積常數(shù)來進行計算；
（4）陽極是活性電極時，陽極本身失電子，生成陽離子；
（5）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）根據(jù)電子得失守恒：n（Cr₂O₇^2-）×6=n（FeSO₄•7H₂O）×1，n（FeSO₄•7H₂O）=$\frac{1mol×6}{1}$=6mol，故答案為：6；
（3）當c（Cr³⁺）=10^-5mol/L時，溶液的c（OH^-）=$\root{3}{\frac{1{0}^{-32}}{1{0}^{-5}}}$=10^-9 mol/L，c（H⁺）═$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-9}}$=10^-5mol/L，pH=5，即要使c（Cr³⁺）降至10^-5mol/L，溶液的pH應調至5，故答案為：5；
（4）在陰極附近溶液pH升高的原因是水電離產生的H⁺放電生成H₂：2H⁺+2e^-═H₂↑，溶液酸性減弱；同時大量產生了OH^-，所以溶液中的Fe³⁺也將轉化為Fe（OH）₃沉淀；
故答案為：2H⁺+2e^-=H₂↑，溶液酸性減弱；Fe（OH）₃；
（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⁺；

點評 本題主要考查了鉻及其化合物的性質、氧化還原反應、沉淀溶解平衡和電化學知識等內容，難度中等，抓住題目信息是解題的關鍵．