Question

【題目】造成酸雨的主要物質是NO2和SO2，某科研小組進行如下研究。

（1）處理二氧化硫通常是先在水中把它氧化成硫酸，再用NH3H2O吸收。已知2NH3H2O(aq)+H2SO4(aq)=(NH4)2SO4(aq)+2H2O(l) ΔH=-24.2kJ/mol，中和熱ΔH=-57.3kJ/mol則1molNH3H2O理論上完全電離時需要吸收的熱量為___。

（2）常溫下也可以用NaOH溶液直接吸收SO2，在吸收過程中，溶液pH隨n(SO32-)：n(HSO3-)變化關系如下表：

n(SO32-)：n(HSO3-)	88：12	1：1	12：88
pH	8.2	7.4	6.0

①當吸收液呈中性時，溶液中離子濃度由大到小排列順序為___。

②當向NaOH溶液中通入足量的SO2時，得到NaHSO3溶液，在pH為47之間電解，硫元素在陰極上被還原為Na2S2O4，這是電化學脫硫技術之一。寫出該陰極的電極反應式___。

（3）向容積為2L，密閉容器中分別充入0.20molNO2和0.4molSO2，發生SO2(g)+NO2(g)SO3(g)+NO(g) ΔH=-41.8kJ/mol在不同溫度下測定同一時刻NO2的轉化率，結果如圖所示。

①a、c兩點反應速率大小關系：v正(a)___v逆(c)。(填“>”“<”或“=”)

②溫度為T2時，該反應的平衡常數為___。若在此溫度下，保持容器的容積不變，再向容器中充入0.10molNO2和0.2molSO2，NO2的轉化率___(填“增大”“減小”或“不變”)。

Answer 1

【答案】45.2kJ c(Na+)>c(HSO3-)>c(SO32-)>c(H+)=c(OH-) 2HSO3-+2H++2e-=S2O42-+2H2O < 不變

【解析】

（1）中和熱△H=-57.3KJ/mol，但是弱堿的電離吸熱，根據題干信息寫出反應的熱化學方程式，然后利用蓋斯定律計算出1mol NH3H2O理論上完全電離時需要吸收的熱量；

（2）①吸收液呈中性時，溶質為亞硫酸鈉和亞硫酸氫鈉，電離與水解的程度相等，結合電荷守恒解答；

②據陰極得電子發生還原反應分析；

（3）①溫度越高化學反應速率越快；

②n變（NO2）=0.2mol×80%=0.16mol

SO2+NO2=SO3+NO

開始（n） 0.2 0.4 0 0

變 化 0.16 0.16 0.16 0.16

2min 末 0.04 0.24 0.16 0.16， K=；再向容器中充入0.10molNO2和0.2molSO2，相對于增大壓強，平衡不移動，據此分析解答；

(1) NH3H2O (aq)與H2SO4 (aq)反應生成1mol正鹽的△H=24.2kJ/mol,則：2NH3H2O(aq)+H2SO4(aq)=(NH4)2SO4(aq)+2H2O(l) ΔH=-24.2kJ/mol，

即：2 NH3H2O (aq)+2H+=2 NH4+ (aq)+2 H2O (l)△H=24.2kJ/mol，

整理可得：NH3H2O （aq)+H+= NH4+ (aq)+ H2O (l)△H= 12.1kJ/moL (1)；H+ (aq)+OH(aq)= H2O (l)△H= 57.3kJ/mol(2)；(1)(2)可得：NH3H2O (aq)= NH4+ (aq)+OH(aq)，△H=+45.2kJ/mol，所以NH3H2O在水溶液中需要吸收的熱量為45.2kJ；

故答案為：45.2kJ；

(2)①SO32-+ H2O HSO3-+OH， HSO3-H++ SO32-，亞硫酸兩步水解，第一步水解遠遠大于第二步水解，則離子濃度為c(Na+)>c(HSO3-)>c(SO32-)>c(H+)=c(OH-)；

故答案為：c(Na+)>c(HSO3-)>c(SO32-)>c(H+)=c(OH-)；

②據陰極得電子發生還原反應,故電極方程式為2HSO3-+2H++2e-=S2O42-+2H2O；

故答案為：2HSO3-+2H++2e-=S2O42-+2H2O；

(3)①溫度越高化學反應速率越快,故υ(a)<υ(c)，

故答案為：<；

②n變（NO2）=0.2mol×80%=0.16mol

SO2+NO2=SO3+NO

開始（n） 0.2 0.4 0 0

變 化 0.16 0.16 0.16 0.16

2min 末 0.04 0.24 0.16 0.16， K=== ；

再向容器中充入0.10molNO2和0.2molSO2，相對于增大壓強，平衡不移動，故轉化率不變；

故答案為：；不變；