Question

【題目】SO2是危害最為嚴重的大氣污染物之一，SO2 的含量是衡量大氣污染的一個重要指標。工業上常采用催化還原法或吸收法處理SO2。催化還原SO2不僅可以消除SO2污染，而且可得到有價值的單質S。

（1）在復合組分催化劑作用下，CH4可使SO2轉化為S，同時生成CO2 和H2O。已知CH4和S的燃燒熱分別為a kJ/mol 和b kJ/mol，CH4和SO2反應的熱化學方程式為___________________；（△H用含a、b的代數式表示）

（2）用H2還原SO2生成S的反應分兩步完成，如圖1所示，該過程中相關物質的物質的量濃度隨時間的變化關系如圖2 所示：

①分析可知X為____________（寫化學式），0~t1時間段的溫度為_____________，0~t1時間段用SO2 表示的化學反應速率為________________________________；

②總反應的化學方程式為_______________________________；（可不寫條件）

（3）焦炭催化還原SO2生成S2，化學方程式為：2C(s)+2SO2(g)S2(g)+2CO2(g)，恒容容器中，lmol/L

SO2與足量的焦炭反應，SO2的轉化率隨溫度的變化如圖3 所示。

①該反應的ΔH_______________0（填“＞”或“＜”），

②計算a點的平衡常數為_______________________；

（4）工業上可用Na2SO3溶液吸收SO2，該反應的離子方程式為_______________________________，25℃時用1mol/L的Na2SO3溶液吸收SO2，當溶液pH=7時，溶液中各離子濃度的大小關系為______________________________。[已知：H2SO3的電離常數K1=1.3×10-2，K2=6.2×10-8]

Answer 1

【答案】 CH4 (g)+2SO2 (g)=== CO2 (g)+2S (s)+2H2O(l) △H=（2b-a） kJ/mol H2S 300℃ 2×10-3/t1 mol/(L· min) 2H2+SO2 === S+2H2O ＜ 36.45 mol/L SO32- +SO2 + H2O === 2HSO3- c(Na+)＞c(HSO3-)＞c(SO32-)＞c(H+)=c(OH-)

【解析】（1）已知CH4和S的燃燒熱分別為890.3kJ/mol和297.2kJ/mol，則有

①CH4(g)+2O2(g)==CO2(g)+2H2O(l)△H=-a kJ/mol；②S(s)+O2(g)===SO2(g)△H=-bkJ/mol；根據蓋斯定律可知①－②×2即得到CH4和SO2反應的熱化學方程式為：CH4(g)+2SO2(g)==CO2(g)+2S(s)+2H2O(l)△H=（2b-a）kJ/mol；正確答案：CH4 (g)+2SO2 (g)==CO2 (g)+2S (s)+2H2O(l) △H=（2b-a）kJ/mol。

（2）①氫氣與二氧化硫反應生成X，X與SO2反應生成S，反應中X是還原劑，則X為H2S；0～t1時間段內主要是生成X，則反應的溫度為300℃，0～t1時間段二氧化硫濃度減少0.002mol/L，則用SO2表示的化學反應速率為0.002mol/L÷t1min＝2×10-3/t1mol/(L·min)；正確答案： H2S； 300℃；2×10-3/t1 mol/(L· min)。

②根據原子守恒可知反應中還有水生成，則總反應的化學方程式為2H2+SO2S+2H2O。正確答案：2H2+SO2S+2H2O。

（3）①達到平衡后，升高溫度二氧化硫的轉化率降低，說明平衡向逆反應方向進行，該反應的ΔH＜0；正確答案：＜ 。

②a點SO2的轉化率是0.9，消耗二氧化硫是0.9mol/L，生成CO2是0.9mol/L，S2(g)是0.45mol/L，剩余SO2是0.1mol/L，因此該溫度下的平衡常數為＝36.45 mol/L；正確答案：36.45 mol/L。

（4）工業上可用Na2SO3溶液吸收SO2，生成亞硫酸氫鈉，該反應的離子方程式為SO32-+SO2+H2O===2HSO3-；25℃時用1mol/L的Na2SO3溶液吸收SO2，當溶液pH=7時，溶質是亞硫酸鈉和亞硫酸氫鈉的混合溶液，根據亞硫酸的第二步電離常數可知，因此溶液中各離子濃度的大小關系為c(Na+)＞c(HSO3-)＞c(SO32-)＞c(H+)=c(OH-)；正確答案：SO32- +SO2+H2O == 2HSO3- ；c(Na+)＞c(HSO3-)＞c(SO32-)＞c(H+)=c(OH-)。