Question

【題目】C、S和Cl元素的單質及化合物在工業生產中的有效利用備受關注。請回答下列問題：

（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的代數式表示)。

（2）25℃時，H2SO3溶液中各含硫微粒的物質的量分數(δ)與溶液pH的變化關系如圖甲所示。

已知25℃時，NaHSO3的水溶液pH＜7，用圖中的數據通過計算解釋原因_____________________________________________________。

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

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

②陽極的電極反應式為_____________________________________。

（4）一定溫度下，向2L恒容密閉容器中通入2molCO和1molSO2，發生反應2CO(g)＋SO2(g)S(l)＋2CO2(g)ΔH＝－270kJ/mol，若反應進行到20min時達到平衡，測得CO2的體積分數為0.5，則前20min的反應速率v(CO)＝______________，該溫度下化學平衡常數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，反應體系總壓強隨時間的變化如圖丙所示：

①圖丙中三組實驗從反應開始至達到平衡時，v(CO)最大的為__________(填字母序號)。

②與實驗a相比，c組改變的實驗條件可能是_____________________________________。

Answer 1

【答案】 由圖中數據可以計算出Ka2(H2SO3)＝10－7.2，Ka1(H2SO3)＝10－1.9，的水解常數是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，異向相減的原則計算ΔH4＝；

（2）根據圖像pH＝1.9時，Ka1(H2SO3)＝＝10－1.9，則HSO3-的水解平衡常數Kh＝＝10－12.1，根據pH＝7.2，計算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）分析圖像中的反應物和產物，可以看出左側由ClO2制備NaClO2，需要Na＋從右側到左側，所以判定交換膜為陽離子交換膜；

（4）根據已知條件，列“三段式”：根據平衡時CO的體積分數，計算出平衡CO、SO2、CO2的物質的量濃度，計算出平衡常數；

（5）根據反應前后單位時間內總壓強的變化，比較反應速率的快慢。

（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）由圖中的數據計算的H2SO3電離平衡常數Ka1、Ka2，當pH=7.2時，c(HSO3-)=c(SO32-)，Ka2==c(H+)=10-7.2；當pH＝1.9時，c(HSO3-)=c(H2SO3)，Ka1==10－1.9，所以HSO3-的水解平衡常數= 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，氯元素的化合價降低，所以ClO2得到電子發生還原反應，即A電極為陰極，電極反應式為ClO2 +e-=ClO2-，ClO2-結合Na+生成NaClO2，所以Na+由陽極區移向陰極區，則離子交換膜為陽離子交換膜；

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

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

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

（5）①實驗c由175kPa起始，達到平衡所需時間為455min，實驗a與實驗b相比，所以b達到平衡所用的時間更短，單位時間內總壓強的變化分別為，實驗b：

，實驗c：，所以實驗b的反應速率更快，即v(CO)最大的為b；

②與實驗a相比，實驗c達到平衡所需時間更短，所以速率加快，根據反應方程式2CO(g)＋SO2(g)S(l)＋2CO2(g)ΔH＝－270kJ/mol，改變條件后，壓強增大，說明平衡向逆反應方向移動，因為該反應的正反應是放熱反應，故改變的條件可能是升高溫度。

【點晴】

在比較弱酸的酸式鹽的溶液呈酸性或堿性時，考生應結合題中圖像信息，找到關鍵的幾個特殊點，計算出電離平衡常數和水解平衡常數，如果弱酸的酸式根離子的電離平衡常數大于弱酸的酸式根離子的水解平衡常數，則溶液呈酸性；若弱酸的酸式根離子的電離平衡常數小于弱酸的酸式根離子的水解平衡常數，則溶液呈堿性。