Question

【題目】已知(Ⅰ)、(Ⅱ)反應(yīng)在一定條件下焓變及平衡常數(shù)如下：

2H2(g)＋S2(g)2H2S(g) ΔH1　K1　(Ⅰ)

3H2(g)＋SO2(g)2H2O(g)＋H2S(g)　ΔH2　K2　(Ⅱ)

(1)用ΔH1、ΔH2表示反應(yīng)4H2(g)＋2SO2(g)=S2(g)＋4H2O(g)的ΔH＝________。

(2)回答下列反應(yīng)(Ⅰ)的相關(guān)問題：

①溫度為T1，在1 L恒容容器中加入1.8 mol H2、1.2 mol S2,10 min時反應(yīng)達到平衡。測得10 min內(nèi)v(H2S)＝0.08 mol·L－1·min－1，則該條件下的平衡常數(shù)為________。

②溫度為T2時(T2＞T1)，在1 L恒容容器中也加入1.8 mol H2、1.2 mol S2，建立平衡時測得S2的轉(zhuǎn)化率為25%，據(jù)此判斷ΔH1________0(填“＞”或“＜”)，與T1時相比，平衡常數(shù)K1__(填“增大”“減小”或“不變”)。

(3)常溫下，用SO2與NaOH溶液反應(yīng)可得到NaHSO3、Na2SO3等。

①已知Na2SO3水溶液顯堿性，原因是________________(寫出主要反應(yīng)的離子方程式)，該溶液中，c(Na＋)______2c(SO32-)＋c(HSO3-)(填“＞”“＜”或“＝”)。

②在某NaHSO3、Na2SO3混合溶液中HSO3-、SO32-物質(zhì)的量分數(shù)隨pH變化曲線如圖所示(部分)，根據(jù)圖示，則SO32-的水解平衡常數(shù)＝________。

Answer 1

【答案】2ΔH2－ΔH1 0.8 ＜ 減小 SO32-＋H2OHSO3-＋OH－ ＞ 10－6.8

【解析】

（1）根據(jù)蓋斯定律，由已知熱化學方程式乘以適當?shù)南禂?shù)進行加減，構(gòu)造目標熱化學方程式，反應(yīng)熱也進行相應(yīng)的計算；

（2）①計算硫化氫物質(zhì)的量變化量，利用三段式計算平衡時各組分的物質(zhì)的量，由于容器體積為1L，用物質(zhì)的量代替濃度代入平衡常數(shù)K=計算；

②根據(jù)①中的計算數(shù)據(jù)，可以計算①中平衡時S2（g）的轉(zhuǎn)化率，再根據(jù)轉(zhuǎn)化率判斷平衡移動方向，升高溫度平衡向吸熱反應(yīng)方向移動，據(jù)此分析解答；

（3）①Na2SO3水溶液中亞硫酸根水解，使溶液顯堿性；根據(jù)電荷守恒判斷離子濃度關(guān)系；

②亞硫酸根離子的水解平衡常數(shù)K=，當pH=7.2時，SO32-、HSO3-濃度相等，據(jù)此計算。

（1）2H2(g)＋S2(g)2H2S(g) ΔH1　K1　(Ⅰ)

3H2(g)＋SO2(g)2H2O(g)＋H2S(g)　ΔH2　K2　(Ⅱ)

根據(jù)蓋斯定律，由(Ⅱ)×2(Ⅰ)可得：4H2(g)+2SO2(g)S2(g)+4H2O(g)，故△H=2ΔH2－ΔH1，故答案為：2ΔH2－ΔH1；

（2）①10min時反應(yīng)達到平衡。測得10min內(nèi)v(H2S)=0.08molL1min1，故△n(H2S)=0.08molL1min1×10min×1L=0.8mol，則：

2H2(g)+S2(g)2H2S(g)

起始(mol): 1.8 1.2 0

變化(mol): 0.8 0.4 0.8

平衡(mol): 1.0 0.8 0.8

由于容器體積為1L，用物質(zhì)的量代替濃度計算平衡常數(shù)，故平衡常數(shù)K==0.8；故答案為：0.8；

②根據(jù)①中數(shù)據(jù)，可知溫度為T1時S2的轉(zhuǎn)化率==33.3%＞25%，說明升溫平衡逆向移動，故正反應(yīng)為放熱反應(yīng)，即△H1＜0，平衡常數(shù)減小，故答案為：＜；減小；

（3）①溶液中SO32會發(fā)生水解反應(yīng)，其離子方程式為：SO32-＋H2OHSO3-＋OH－，破壞水的電離平衡，導致溶液顯示堿性；根據(jù)電荷守恒，溶液中c(H+)+c(Na+)=2c(SO32-)＋c(HSO3-)+c(OH)，因c(H+)＜c(OH)，故c(Na+)＞2c(SO32-)＋c(HSO3-)，故答案為：SO32-＋H2OHSO3-＋OH－；＞；

②亞硫酸根離子的水解平衡常數(shù)K=，當pH=7.2時，SO32-、HSO3-濃度相等，所以K=c(OH)==10-6.8，故答案為：106.8。