Question

【題目】磷石膏是濕法生產磷酸排出的工業廢渣，主要成分是CaSO4·2H2O。

⑴CaSO4·2H2O脫水反應相關的熱化學方程式為：

CaSO4·2H2O(s)=CaSO4·H2O(s)+H2O(g) ΔH1＝83.2 kJ·mol-1

CaSO4·2H2O(s)=CaSO4(s)+2H2O(l) ΔH2＝26 kJ·mol-1

H2O (g)=H2O(l) ΔH3＝-44 kJ·mol-1

則反應CaSO4·H2O(s)=CaSO4(s)+ H2O(g)的ΔH4＝_________kJ·mol-1。

⑵用合適的還原劑可以將CaSO4還原，所得SO2可用于工業生產硫酸。

①以CO作還原劑，改變反應溫度可得到不同的產物。不同溫度下反應后所得固體成分的物質的量如圖1所示。在低于800 ℃時主要還原產物為___________；高于800 ℃時主要發生的反應的化學方程式為___________。

②以高硫煤為還原劑焙燒2.5 小時，不同條件對硫酸鈣轉化率的影響如下圖2所示。CaCl2的作用是___________；當溫度高于1200 ℃時，無論有無CaCl2，CaSO4的轉化率趨于相同，其原因是___________。

③以C作還原劑，向密閉容器中加入相同質量的幾組不同C/S值（炭粉與CaSO4的物質的量之比）的混合物在1100 ℃加熱，結果如上圖3所示。當C/S值為0.5時，反應產物為CaO、SO2和CO2；當C/S值大于0.7時，反應所得氣體中SO2的體積分數不升反降，其主要原因可能是___________。

⑶利用反應CaSO4(s)+(NH4)2CO3(aq)CaCO3(s)+(NH4)2SO4(aq)可以將磷石膏轉化為硫酸銨。若反應達到平衡后溶液中c(SO42-)=2.0 mol·L-1，此時溶液中c(CO32-)=___________。（已知Ksp（CaCO3）=2.8×10-9，Ksp（CaSO4）=3.2×10-6）

Answer 1

【答案】 30.8 CaS CaS+3CaSO44CaO+4SO2↑ 作催化劑 兩種情況下反應均達到平衡，催化劑CaCl2不改變平衡的移動 高溫下，過量的C與CO2反應生成CO，使氣體總體積增大（或部分轉化為其他含硫物質） 1.75×10-2 mol·L-1

【解析】⑴已知：①CaSO4·2H2O(s)=CaSO4·H2O(s)+H2O(g) ΔH1＝83.2 kJ·mol-1，②CaSO4·2H2O(s)=CaSO4(s)+2H2O(l) ΔH2＝26 kJ·mol-1，③H2O (g)=H2O(l) ΔH3＝-44 kJ·mol-1，根據蓋斯定律可知：②-①-③×2即得CaSO4·H2O(s)=CaSO4(s)+ H2O(g)，則ΔH4＝（26 kJ·mol-1）-（83.2 kJ·mol-1）-（-44 kJ·mol-1）×2=30.8kJ·mol-1；

⑵①由圖示可知在低于800 ℃時CaSO4主要還原產物為CaS；高于800 ℃時CaS和CaSO4反應生成CaO和SO2，根據電子守恒與原子守恒得此反應的化學方程式為CaS+3CaSO44CaO+4SO2↑；

②由圖示可知CaCl2改變反應速率，但不改變最終CaSO4的轉化率，說明CaCl2在轉化過程中起催化劑作用；因催化劑CaCl2不改變平衡狀態，當溫度高于1200 ℃時，無論有無CaCl2，CaSO4的轉化率趨于相同；

③因高溫下過量的C與CO2反應生成CO，使氣體總體積增大，導致混合氣體中SO2的體積分數不升反降；

⑶反應的離子方程式為CaSO4（s）+CO32-（aq）SO42-（aq）+CaCO3（s），則該反應的平衡常數K==，c(SO42-)=2.0 mol·L-1，故c(CO32-)=1.75×10-2 mol·L-1。