Question

（每空格3分，計(jì)18分）工業(yè)廢水中常含有一定量的Cr₂O₇^2—和CrO₄^2—，它們會(huì)對(duì)人類及生態(tài)系統(tǒng)產(chǎn)生很大的傷害，必須進(jìn)行處理。常用的處理方法有兩種。
方法1：還原沉淀法
該法的工藝流程為

其中第①步存在平衡：2CrO₄^2—（黃色）+2H⁺Cr₂O₇^2—（橙色）+H₂O
（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Cr(OH)₃在溶液中存在以下沉淀溶解平衡：
Cr(OH)₃(s)Cr³⁺(aq)+3OH^—(aq)
常溫下，Cr(OH)₃的溶度積Ksp＝c(Cr³⁺)·c³(OH^—)＝10^-32，要使c(Cr³⁺)降至10^-5mol/L，溶液的pH應(yīng)調(diào)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(jìn)行，在陰極附近溶液pH升高，產(chǎn)生Cr(OH)₃沉淀。
（4）用Fe做電極的陽極反應(yīng)式為：
                                                          。
（5）在陰極附近溶液pH升高的原因是（用電極反應(yīng)解釋）                      。溶液中同時(shí)生成的沉淀還有                    。

Answer 1

（每格3分計(jì)18分）（1）橙 （2）6 （3）5
（4） Fe－2e^－＝Fe²⁺
（5）2H⁺+2e－＝H₂↑ Fe(OH)₃

解析考點(diǎn)：化學(xué)平衡移動(dòng)原理；氧化還原反應(yīng)的電子轉(zhuǎn)移數(shù)目計(jì)算；原電池和電解池的工作原理；化學(xué)平衡狀態(tài)的判斷；難溶電解質(zhì)的溶解平衡及沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)．
分析：（1）根據(jù)外界條件對(duì)平衡的影響來考慮平衡移動(dòng)方向，從而確定離子濃度大小，進(jìn)而確定顏色變化；
（2）判斷平衡狀態(tài)的方法：V_正=V_逆，或各組分的濃度保持不變，即能變的量保持不變則說明已達(dá)平衡；
（3）根據(jù)得失電子守恒來計(jì)算；
（4）根據(jù)溶度積常數(shù)進(jìn)行計(jì)算；
（5）陽極是活性電極時(shí)，陽極本身失電子，生成陽離子；
（6）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(huì)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；
（2）平衡時(shí)各物質(zhì)的濃度不再改變，即溶液的顏色不再改變；
（3）根據(jù)電子得失守恒可知，還原1molCr₂O₇^2-離子得到Cr³⁺，得電子：2×（6-3）═6mol，需要FeSO₄?7H₂O的物質(zhì)的量為：6÷（3-2）═6；
（4）當(dāng)c（Cr³⁺）=10^-5mol/L時(shí)，溶液的c（OH^-）==10^-9mol/L，c（H⁺）═
，pH=5，即要使c（Cr³⁺）降至10^-5mol/L，溶液的pH應(yīng)調(diào)至5；
（5）在電解法除鉻中，鐵作陽極，陽極反應(yīng)為Fe-2e^-═Fe²⁺，以提供還原劑Fe²⁺；
（6）在陰極附近溶液pH升高的原因是水電離產(chǎn)生的H⁺放電生成H₂的同時(shí)，大量產(chǎn)生了OH^-，所以溶液中的Fe³⁺也將轉(zhuǎn)化為Fe（OH）₃沉淀．
故答案為：（1）橙；（2）c；（3）6；（4）5；（5）陽極反應(yīng)為Fe-2e^-═Fe²⁺，提供還原劑Fe²⁺；（6）2H⁺+2e^-═H₂↑；Fe（OH）₃．
點(diǎn)評(píng)：本題綜合考查了化學(xué)平衡原理、氧化還原反應(yīng)、沉淀溶解平衡和電化學(xué)知識(shí)等內(nèi)容．分析時(shí)要根據(jù)題給信息，結(jié)合相關(guān)原理進(jìn)行解答．