题目内容
【题目】工业废水中常含有一定量Cr2O72-和CrO42-，它们会对人类及生态系统产生很大伤害。
已知：i. 2CrO42-（黄色）+ 2H+ 
Cr2O72-（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．Cr2O72-和CrO42-的浓度相同 b．ν正(Cr2O72-) = 2ν逆(CrO42-)
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 Cr2O72-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Cr2O72-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)。
【答案】 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(FeSO47H2O)×1，n(FeSO47H2O)= 
=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0.05molL-1的Cr2(SO4)3溶液50mL中，一次性加入等体积0.6molL-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。
