Question

【題目】現代煤化工產生的H2S是一種重要的工業資源。請回答：

（1）用過量的NaOH吸收H2S，請寫出該反應的離子方程式：____________。硫化鈉又稱臭堿，其溶液盛裝在帶橡膠塞的試劑瓶中，請用離子方程式解釋其溶液呈堿性的原因為：_______。己知：25℃時，H2S的Ka1=1×10-7,Ka2=1×10-12，計算此溫度時1mol/LNa2S溶液的pH=____。（結果取整數）

（2）用電解法處理Na2S溶液是處理硫化氫廢氣的一個重要環節。實驗裝置如圖：

已知陽極的反應為xS2--2(x-1)e-=Sx2-，則陰極的電極反應式是_________，當反應轉移nmole-時，產生標準狀況下的氣休體積為__________________。

（3）H2S是煤化工原料氣脫硫過程的重要中間體。反應原理為：

①COS(g)+H2(g)H2S(g)+CO(g) △H=+7kJ/mol

②CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g) △H=-42kJ/mol

已知斷裂1mol氣態分子中的化學鍵所需能量如下表所示。

分子	COS	H2	H2O	CO	H2S	CO2
能量/kJ/mol	1323	436	926	X	678	1606

計算表中x=____________。

（4）向2L容積不變的密閉容器中充入2molCOS(g)，2molH2(g)和2molH2O(g)，進行（3）中所述兩個反應，其他條件不變，隨著溫度升高，CO的平衡體積分數增大，解釋其原因為_____________。平衡體系中COS的物質的量為1.6mol時，CO的體積分數為5%，則H2O的平衡轉化率為______，反應②的平衡常數為______（保留兩位有效數字）。

Answer 1

【答案】 H2S + 2OH－ = S2－+ 2H2O S2－+ H2OHS－+OH－ 13 2H2O＋2e－= 2OH－＋H2↑ 11.2 n L 1074 反應①吸熱反應，升高溫度，平衡正向動，CO的平衡體積分數增大；反應②為放熱反應，升高溫度，平衡逆向移動，CO的平衡體積分數也增大。 5% 0.30

【解析】(1)用過量的NaOH吸收H2S生成，Na2S，其中H2S為弱電解質，此反應的離子方程式為H2S + 2OH－ = S2－+ 2H2O；硫化鈉為強堿弱酸鹽，在溶液中S2－水解使溶液顯堿性，其水解反應的離子方程式為S2－+ H2OHS－+OH－；[c(OH-)×c(HS-)]÷c(S2-)=Kw/Ka2，c(OH-)=mol/L=0.1mol/L，溶液的pH=12；

(2)陰極是溶液中的H+得電子發生還原反應生成氫氣，電極反應式是2H2O＋2e－= 2OH－＋H2↑，當反應轉移nmole-時，生成氫氣的物質的量為0.5nmol，產生標準狀況下的氣休體積為 0.5n mol×22.4L/mol=11.2 n L；

(3)已知COS(g)+H2(g)H2S(g)+CO(g) △H=(1323+436)kJ/mol-(678+x)kJ/mol=+7kJ/mol，解得x=1074kJ/mol；

(4)因反應①吸熱反應，升高溫度，平衡正向動，CO的平衡體積分數增大；反應②為放熱反應，升高溫度，平衡逆向移動，CO的平衡體積分數也增大，則其他條件不變，隨著溫度升高，CO的平衡體積分數增大；

① COS(g)+H2(g)H2S(g)+CO(g)

起始時(mol) 2 2 0 0

變化時(mol) 0.4 0.4 0.4 0.4

平衡時(mol) 1.6 1.6 0.4 0.4

CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)

起始時(mol) 0.4 2 0 1.6

變化時(mol) n n n n

平衡時(mol) 0.4-n 2-n n 1.6+n

CO的體積分數為×100%=5%，解得n=0.1mol，則H2O的平衡轉化率為×100%=5%；反應②的平衡常數K==0.3。