Question

18．化學反應原理在科研和生產中有廣泛應用．

（1）SO₂可用于制硫酸．已知25℃、101kPa時：2SO₂（g）+O₂（g）═2SO₃（g）△H₁=-197kJ/mol；
H₂O（g）═H₂O（l）△H₂=-44kJ/mol；2SO₂（g）+O₂（g）+2H₂O（g）═2H₂SO₄（l）△H₃=-545kJ/mol．
則SO₃（g）與H₂O（l）反應的熱化學方程式是SO₃（g）+H₂O（l）=H₂SO₄（l）△H=-130kJ/mol．
（2）利用“化學蒸氣轉移法”制備二硫化鉭（TaS₂）晶體，發生如下反應：TaS₂（s）+2I₂（g）═TaI₄（g）+S₂（g）△H＞0（Ⅰ）
若反應（Ⅰ）的平衡常數K=1，向某恒容容器中加入1mol I₂ （g）和足量TaS₂（s），I₂ （g）的平衡轉化率為66.7%．
如圖1所示，反應（Ⅰ）在石英真空管中進行，先在溫度為T₂的一端放入未提純的TaS₂粉末和少量I₂ （g），一段時間后，在溫度為T₁的一端得到了純凈TaS₂晶體，則溫度T₁＜T₂（填“＞”“＜”或“=”）．上述反應體系中循環使用的物質是I₂．
（3）利用H₂S廢氣制取氫氣的方法有多種．
①高溫熱分解法
已知：H₂S（g）═H₂（g）+$\frac{1}{2}$S₂（g）△H₄
在恒容密閉容器中，控制不同溫度進行H₂S分解實驗．以H₂S起始濃度均為c mol•L^-1測定H₂S的轉化率，結果見圖2．圖2中a為H₂S的平衡轉化率與溫度關系曲線，b曲線表示不同溫度下反應經過相同時間且未達到化學平衡時H₂S的轉化率．△H₄＞0（填＞，=或＜）；說明隨溫度的升高，曲線b向曲線a逼近的原因：溫度升高，反應速率加快，達到平衡所需的進間縮短．
②電化學法
該法制氫過程的示意圖如圖3．反應池中反應物的流向采用氣、液逆流方式，其目的是增大反應物接觸面積，使反應更充分；反應后的溶液進入電解池，電解總反應的離子方程式為2Fe²⁺+2H⁺ $\frac{\underline{\;通電\;}}{\;}$2Fe³⁺+H₂↑．

Answer 1

分析 （1）2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）△H₁=一197kJ/mol ①
  2H₂O （g）=2H₂O（1）△H₂=-88kJ/mol ②
  2SO₂（g）+O₂（g）+2H₂O（g）=2H₂SO₄（l）△H₃=一545kJ/mol③
利用蓋斯定律：（③-①-②）×$\frac{1}{2}$ 得SO₃（g）與H₂O（l）反應的熱化學方程式；
（2）設 I₂的平衡轉化率為x，則參加反應的I₂為xmol，由方程式可知，平衡時生成TaI₄和S₂各0.5xmol，剩余I₂為（1-x）mol，反應前后氣體體積不變，可以用物質的量代替濃度計算平衡常數，根據K=$\frac{c（TaI{\;}_{4}）×c（S{\;}_{2}）}{c{\;}^{2}（I{\;}_{2}）}$=1列方程計算；
該反應為吸熱反應，溫度T₂端利于反應正向進行，應為高溫，溫度T₁端利于反應向左進行，應為低溫，反應中I₂是可以循環使用的物質；
（3）①由圖可知，隨著溫度升高，H₂S的轉化率也隨之增大，所以升高溫度平衡向正反應方向移動，正反應為吸熱反應；
溫度的升高，曲線b向曲線a逼近，反應速率加快，達到平衡時的時間縮短；
②反應池中反應物的流向采用氣、液逆流方式，可增大反應物接觸面積；電解池中亞鐵離子失去電子，氫離子得到電子，以此來解答．

解答 解：（1）2SO₂（g）+O₂（g）2SO₃（g）△H₁=一197kJ/mol ①
  2H₂O （g）=2H₂O（1）△H₂=-88kJ/mol ②
  2SO₂（g）+O₂（g）+2H₂O（g）=2H₂SO₄（l）△H₃=一545kJ/mol③
利用蓋斯定律：（③-①-②）×$\frac{1}{2}$ 得SO₃（g）+H₂O（l）=H₂SO₄（l）△H=-130kJ/mol，
故答案為：SO₃（g）+H₂O（l）=H₂SO₄（l）△H=-130kJ/mol；
（2）設 I₂的平衡轉化率為x，則參加反應的I₂為xmol，由方程式可知，平衡時生成TaI₄和S₂各0.5xmol，剩余I₂為（1-x）mol，反應前后氣體體積不變，可以用物質的量代替濃度計算平衡常數，則K═$\frac{c（TaI{\;}_{4}）×c（S{\;}_{2}）}{c{\;}^{2}（I{\;}_{2}）}$=$\frac{0.5x×0.5x}{（1-x）{\;}^{2}}$=1，解得：x=66.7%；
該反應為吸熱反應，一段時間后，在溫度為T₁的一端得到了純凈TaS₂晶體，溫度T₂端利于反應正向進行，應為高溫，溫度T₁端利于反應向左進行，應為低溫，所以T₁＜T₂，I₂是可以循環使用的物質；
故答案為：66.7%；＜；I₂；
（3）①由圖可知，隨著溫度升高，H₂S的轉化率也隨之增大，所以升高溫度平衡向正反應方向移動，正反應為吸熱反應，所以△H₄＞0；
溫度的升高，反應速率加快，達到平衡時的時間縮短，曲線b向曲線a逼近，
故答案為：＞；溫度升高，反應速率加快，達到平衡所需的進間縮短；
②反應池中反應物的流向采用氣、液逆流方式，可增大反應物接觸面積；電解池中亞鐵離子失去電子，氫離子得到電子，電解總反應的離子方程式為2Fe²⁺+2H⁺ $\frac{\underline{\;通電\;}}{\;}$2Fe³⁺+H₂↑，
故答案為：增大反應物接觸面積，使反應更充分；2Fe²⁺+2H⁺ $\frac{\underline{\;通電\;}}{\;}$2Fe³⁺+H₂↑．

點評 本題考查熱化學方程式的書寫、化學平衡有關計算與影響因素、化學平衡圖象、電解原理等，是對學生綜合能力的考查，難度中等．