Question

【題目】C、S和Cl元素的單質(zhì)及化合物在工業(yè)生產(chǎn)中的有效利用備受關(guān)注。請(qǐng)回答下列問題：

（1）已知：Ⅰ.2SO2(g)＋O2(g)＋2H2O(l)=2H2SO4(aq)ΔH1；

Ⅱ.Cl2(g)＋H2O(l)HCl(aq)＋HClO(aq)ΔH2；

Ⅲ.2HClO(aq)=2HCl(aq)＋O2(g)ΔH3；

SO2(g)＋Cl2(g)＋2H2O(l)=2HCl(aq)＋H2SO4(aq)

ΔH4＝____________________(用含有ΔH1、ΔH2和ΔH3的代數(shù)式表示)。

（2）25℃時(shí)，H2SO3溶液中各含硫微粒的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)(δ)與溶液pH的變化關(guān)系如圖甲所示。

已知25℃時(shí)，NaHSO3的水溶液pH＜7，用圖中的數(shù)據(jù)通過計(jì)算解釋原因_____________________________________________________。

（3）NaClO2是一種綠色消毒劑和漂白劑，工業(yè)上采用電解法制備NaClO2的原理如圖乙所示。

①交換膜應(yīng)選用____________________(填“陽離子交換膜”或“陰離子交換膜”)。

②陽極的電極反應(yīng)式為_____________________________________。

（4）一定溫度下，向2L恒容密閉容器中通入2molCO和1molSO2，發(fā)生反應(yīng)2CO(g)＋SO2(g)S(l)＋2CO2(g)ΔH＝－270kJ/mol，若反應(yīng)進(jìn)行到20min時(shí)達(dá)到平衡，測(cè)得CO2的體積分?jǐn)?shù)為0.5，則前20min的反應(yīng)速率v(CO)＝______________，該溫度下化學(xué)平衡常數(shù)K＝____________(L·mol－1)

（5）在不同條件下，向2L恒容密閉容器中通入2molCO和1molSO2，反應(yīng)體系總壓強(qiáng)隨時(shí)間的變化如圖丙所示：

①圖丙中三組實(shí)驗(yàn)從反應(yīng)開始至達(dá)到平衡時(shí)，v(CO)最大的為__________(填字母序號(hào))。

②與實(shí)驗(yàn)a相比，c組改變的實(shí)驗(yàn)條件可能是_____________________________________。

Answer 1

【答案】 由圖中數(shù)據(jù)可以計(jì)算出Ka2(H2SO3)＝10－7.2，Ka1(H2SO3)＝10－1.9，的水解常數(shù)是10－12.1，電離程度大于水解程度，溶液顯酸性 陽離子交換膜 2Cl－－2e－===Cl2↑ 0.03mol·L－1·min－1 11.25 b 升高溫度

【解析】

（1）利用蓋斯定律同向相加，異向相減的原則計(jì)算ΔH4＝；

（2）根據(jù)圖像pH＝1.9時(shí)，Ka1(H2SO3)＝＝10－1.9，則HSO3-的水解平衡常數(shù)Kh＝＝10－12.1，根據(jù)pH＝7.2，計(jì)算Ka2＝c(H＋)＝10－7.2，然后比較電離程度與HSO3-的水解程度的大小，確定溶液酸堿性；

（3）分析圖像中的反應(yīng)物和產(chǎn)物，可以看出左側(cè)由ClO2制備NaClO2，需要Na＋從右側(cè)到左側(cè)，所以判定交換膜為陽離子交換膜；

（4）根據(jù)已知條件，列“三段式”：根據(jù)平衡時(shí)CO的體積分?jǐn)?shù)，計(jì)算出平衡CO、SO2、CO2的物質(zhì)的量濃度，計(jì)算出平衡常數(shù)；

（5）根據(jù)反應(yīng)前后單位時(shí)間內(nèi)總壓強(qiáng)的變化，比較反應(yīng)速率的快慢。

（1）Ⅰ.2SO2(g)＋O2(g)＋2H2O(l)=2H2SO4(aq)ΔH1；Ⅱ.Cl2(g)＋H2O(l)HCl(aq)＋HClO(aq) ΔH2；Ⅲ.2HClO(aq)=2HCl(aq)＋O2(g) ΔH3；由蓋斯定律：×(Ⅰ+Ⅱ×2+Ⅲ) 得，SO2(g)＋Cl2(g)＋2H2O(l)=2HCl(aq)＋H2SO4(aq) ΔH4＝；

（2）由圖中的數(shù)據(jù)計(jì)算的H2SO3電離平衡常數(shù)Ka1、Ka2，當(dāng)pH=7.2時(shí)，c(HSO3-)=c(SO32-)，Ka2==c(H+)=10-7.2；當(dāng)pH＝1.9時(shí)，c(HSO3-)=c(H2SO3)，Ka1==10－1.9，所以HSO3-的水解平衡常數(shù)= Kh＝＝10－12.1，故電離程度大于水解程度，NaHSO3的水溶液顯酸性，NaHSO3溶液的pH＜7；

（3）①由ClO2 →NaClO2可知，氯元素的化合價(jià)降低，所以ClO2得到電子發(fā)生還原反應(yīng)，即A電極為陰極，電極反應(yīng)式為ClO2 +e-=ClO2-，ClO2-結(jié)合Na+生成NaClO2，所以Na+由陽極區(qū)移向陰極區(qū)，則離子交換膜為陽離子交換膜；

②陽極區(qū)Cl-失去電子生成氯氣，電極反應(yīng)式為2Cl－－2e－===Cl2↑；

（4）令反應(yīng)中二氧化硫的變化量為x mol/L，根據(jù)化學(xué)方程式方程式，列出反應(yīng)的三段式：

由于二氧化碳的體積分?jǐn)?shù)為0.5，則，x=0.3，所以v(CO)= =0.03mol·L－1·min－1；平衡常數(shù)： ；

（5）①實(shí)驗(yàn)c由175kPa起始，達(dá)到平衡所需時(shí)間為455min，實(shí)驗(yàn)a與實(shí)驗(yàn)b相比，所以b達(dá)到平衡所用的時(shí)間更短，單位時(shí)間內(nèi)總壓強(qiáng)的變化分別為，實(shí)驗(yàn)b：

，實(shí)驗(yàn)c：，所以實(shí)驗(yàn)b的反應(yīng)速率更快，即v(CO)最大的為b；

②與實(shí)驗(yàn)a相比，實(shí)驗(yàn)c達(dá)到平衡所需時(shí)間更短，所以速率加快，根據(jù)反應(yīng)方程式2CO(g)＋SO2(g)S(l)＋2CO2(g)ΔH＝－270kJ/mol，改變條件后，壓強(qiáng)增大，說明平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，因?yàn)樵摲磻?yīng)的正反應(yīng)是放熱反應(yīng)，故改變的條件可能是升高溫度。

【點(diǎn)晴】

在比較弱酸的酸式鹽的溶液呈酸性或堿性時(shí)，考生應(yīng)結(jié)合題中圖像信息，找到關(guān)鍵的幾個(gè)特殊點(diǎn)，計(jì)算出電離平衡常數(shù)和水解平衡常數(shù)，如果弱酸的酸式根離子的電離平衡常數(shù)大于弱酸的酸式根離子的水解平衡常數(shù)，則溶液呈酸性；若弱酸的酸式根離子的電離平衡常數(shù)小于弱酸的酸式根離子的水解平衡常數(shù)，則溶液呈堿性。