题目

题型：不详难度：来源：

环境中常见的重金属污染物有：汞.铅.锰.铬.镉。处理工业废水中含有的和，常用的方法有两种。
方法1　还原沉淀法该法的工艺流程为
。
其中第①步存在平衡2(黄色)＋2H^＋(橙色)＋H₂O。
(1)写出第①步反应的平衡常数表达式_________________________________。
(2)关于第①步反应，下列说法正确的是________。
A．通过测定溶液的pH可以判断反应是否已达平衡状态
B．该反应为氧化还原反应
C．强酸性环境，溶液的颜色为橙色
(3)第②步中，还原0.1 mol ，需要________mol的FeSO₄·7H₂O。
(4)第③步除生成Cr(OH)₃外，还可能生成的沉淀为________。在溶液中存在以下沉淀溶解平衡：Cr(OH)₃(s)  Cr^3＋(aq)＋3OH^－(aq)，常温下，Cr(OH)₃的溶度积K_sp＝10^－32，当c(Cr^3＋)降至10^－5 mol·L^－1时，认为c(Cr^3＋)已经完全沉淀，现将第③步溶液的pH调至4，请通过计算说明Cr^3＋是否沉淀完全(请写出计算过程)：______________________________________________。
方法2　电解法
(5)实验室利用如图装置模拟电解法处理含的废水，电解时阳极反应式为________，阴极反应式为________，得到的金属阳离子在阴极区可沉淀完全，从水的电离平衡角度解释其原因是________________________。

答案

(1)(2)AC　(3)0.6
(4)Fe(OH)₃　当pH调至4时，c(OH^－)＝10^－10 mol·L^－1，c(Cr^3＋)＝10^－32/c³(OH^－)＝10^－2 mol·L^－1＞10^－5 mol·L^－1，因此Cr^3＋没有沉淀完全
(5)Fe－2e^－=Fe^2＋　2H^＋＋2e^－=H₂↑　阳极生成的金属阳离子向阴极移动，阴极反应消耗了H^＋，打破了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液中OH^－的浓度增大，溶液逐渐呈碱性

解析

(1)稀溶液中H₂O的浓度可视为常数，故第①步反应的平衡常数表达式为K＝c()/[c²()·c²(H^＋)]。(2)由反应①可知，平衡发生移动，溶液的pH发生变化，故pH不变时说明反应达到平衡，A项正确；和中Cr均为＋6价，该反应不是氧化还原反应，B项错误；在酸性环境中，溶液中c()较大，溶液呈橙色，C项正确。(3)在第②步反应中被还原为Cr^3＋，0.1 mol 被还原时转移电子的物质的量为0.1 mol×2×(6－3)＝0.6 mol，而还原剂Fe^2＋被氧化为Fe^3＋，故需要消耗0.6 mol FeSO₄·7H₂O。(4)在第②步反应中Fe^2＋被氧化为Fe^3＋，故第③步还有Fe(OH)₃生成。(5)电解池的阳极发生氧化反应，Fe作阳极，则Fe电极本身被氧化，故阳极反应式为Fe－2e^－=Fe^2＋；阴极则是电解质溶液中的H^＋得电子，发生还原反应生成氢气，故阴极反应式为2H^＋＋2e^－=H₂↑；阳极生成的金属阳离子移向阴极，而阴极反应消耗了H^＋，打破了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液中的OH^－浓度增大，溶液逐渐呈碱性，从而使金属阳离子在阴极区形成沉淀。