Question

【題目】硫及其化合物在生產和生活中都發(fā)揮著重要的作用。

（1）SO2是形成酸雨的主要污染物，燃煤脫硫的原理為

2CaO(s)+2SO2(s)+O2(g)2CaSO4(s)

向10L恒溫恒容密閉容器中加入3mol CaO,并通入2mol SO2和lmol O2發(fā)生上述反應，2min時達平衡，此時CaSO4為l.8mol。02min內，用SO2表示的該反應的速率v(SO2)=_________________；其他條件保持不變，若上述反應在恒壓條件下進行，達到平衡時SO2的轉化率________(“填大”、“減小”或“不變”)。

（2）25℃時，H2SO3的電離常數(shù)Kal=1×10-2, Ka2=6×10-8，則該溫度下NaHSO3的水解平衡常數(shù)Kb=_____________。判斷NaHSO3溶液顯________性（填“酸”、“堿”或“中”），用簡要文字敘述原因是_______________________________。

（3）Na2SO3溶液作為吸收液可脫除煙氣中的SO2。當吸收液的pH降至約為6時，需送至電解槽再生。再生示意圖如下：

HSO3-在陽極放電時的電極反應式是________________________________。

（4）利用“化學蒸氣轉移法”制備TaS2晶體，發(fā)生如下反應

TaS2(s)+2I2(g)TaI4(g)+S2(g) △H>0

如上圖所示，上述反應在石英真空管中進行，先在溫度為T2的一端放入未提純的TaS2粉末和少量I2 (g)，—段時間后，在溫度為T1的一端得到了純凈的TaS2晶體，則溫度T1 ______T2 （填“>”“<”或“=”）上述反應體系中循環(huán)使用的物質是__________________________。

Answer 1

【答案】 0.09mol/(L·min) 增大 1×10-12 酸性 HSO3-電離大于水解 HSO3-+H2O-2e-＝SO42- +3H+ < I2

【解析】（1）本題考查化學反應速率的計算和化學平衡的移動，生成CaSO4物質的量為1.8mol的同時消耗SO2的物質的量為1.8mol，根據化學反應速率的數(shù)學表達式，v(SO2)=1.8/(10×2)mol/(L·min)=0.09 mol/(L·min)，向正反應方向進行，氣體物質的量減小，維持恒壓不變，SO2的轉化率比恒容時增大；（2）考查溶液“三大平衡常數(shù)的關系”、溶液酸堿性的判斷，NaHSO3水解常數(shù)的表達式Kh= =1×10－12； NaHSO3的水解常數(shù)小于HSO3－的電離常數(shù)，因此此溶液顯酸性；（3）考查電解池中電極反應式的書寫，HSO3－在陽極上放電，失去電子，S的化合價升高，轉化成SO42－，電極反應式為HSO3－－2e－＋H2O=SO42－＋3H＋；（4）考查化學平衡的移動，此反應是吸熱反應，升高溫度平衡向正反應方向進行，在T1溫度時得到純凈的TaS2，說明T1的溫度低于T2，根據方程式，可以循環(huán)使用的物質是I2。