Question

【題目】研究含氮和含硫化合物的性質在工業生產和環境保護中有重要意義。

（1）制備硫酸可以有如下兩種途徑：

2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g) △H=-198kJ·mol-1

SO2(g)+NO2(g)=SO3(g)+NO(g) △H=-41.8kJ·mol-1

若CO的燃燒熱為283 kJ·mol-1，則1molNO2和1mol CO 反應生成CO2和NO的能量變化示意圖中E2= _________kJ·mol-1

（2）鍋爐煙道氣含CO、SO2，可通過如下反應回收硫：2CO(g)+SO2(g)S(I)+2CO2(g)。某溫度下在2L恒容密閉容器中通入2 molSO2和一定量的CO發生反應，5min后達到平衡，生成1molCO2。其他條件不變時SO2的平衡轉化率反應溫度的變化如圖A，請解釋其原因：_________

②第8分鐘時，保持其他條件不變，將容器體積迅速壓縮至1L，在10分鐘時達到平衡，CO的物質的量變化了1mol。請在圖B中畫出SO2濃度從6~11分鐘的變化曲線。

（3）己知某溫度下，H2SO3的電離常數為K1≈l.5×10-2， K2≈1.0×10-7，用NaOH溶液吸收SO2，當溶液中HSO3-, SO32-離子相等時，溶液的pH值約為_________

（4）連二亞硫酸鈉（Na2S2O4）具有強還原性，廢水處理時可在弱酸性條件下加入亞硫酸氫鈉電解產生連二亞硫酸根，進而將廢水中的HNO2還原成無害氣體排放，連二亞硫酸根氧化為原料循環電解。產生連二亞硫酸根的電極反應式為_________，連二亞硫酸根與HNO2反應的離子方程式_________。

Answer 1

【答案】 359.8kJ·mol-1 正反應放熱，溫度升高平衡逆向移動，SO2平衡轉化率降低。溫度高于445℃后硫變成氣態，正反應吸熱，溫度升高平衡正向移動， SO2平衡轉化率增加。 7 2HSO3-+2e-+2H+=S2O42-+2H2O 3S2O42-+2HNO2+2H2O =6HSO3-+N2 ↑

【解析】（1）已知：① 2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g) △H1=-198kJ·mol-1，②SO2(g)+NO2(g)=SO3(g)+NO(g) △H2=-41.8kJ·mol-1，③CO(g) +O2(g) =CO2(g) △H3=-213kJ·mol-1，根據蓋斯定律可知，由②+③-①× 可得NO2(g) +CO(g) =CO2(g) +NO(g) ，即△H= （-41.8kJ·mol-1）+（-213kJ·mol-1）-（-198kJ·mol-1）×=-155.8kJ·mol-1，則E2=E1-△H=（134kJ·mol-1）-（-225.8kJ·mol-1）=359.8kJ·mol-1 ；

（2）①由圖示可知SO2的平衡轉化率隨反應溫度的變化是先降低，但當溫度達到后445℃，再升溫，轉化率反應而升高，出現此現象的可能原因是：正反應放熱，溫度升高平衡逆向移動，SO2平衡轉化率降低。溫度高于445℃后硫變成氣態，正反應吸熱，溫度升高平衡正向移動， SO2平衡轉化率增加；

②某溫度下在2L恒容密閉容器中發生2CO(g)+SO2(g)S(l)+2CO2(g)，通入2 molSO2和一定量的CO發生反應，5min后達到平衡，生成1molCO2，此時SO2的物質的量為1.5mol，濃度為0.75mol/L；第8分鐘時，保持其他條件不變，將容器體積迅速壓縮至1L，此時SO2的濃度為1.5mol/L，此時平衡會正向進行，10分鐘時達到平衡，CO的物質的量變化了1mol。SO2變化0.5mol，重新平衡時SO2的濃度為=1mol/L，可得SO2濃度從6~11分鐘的變化曲線為；

（3）根據HSO3-SO32-+H+平衡常數K==1.0×10-7，此時HSO3-, SO32-離子相等，則c(H+)=1.0×10-7mol/L，溶液的pH=7；

（4）亞硫酸氫鈉電解產生連二亞硫酸根發生還原反應，應在電解池的陰極進行，電極反應為2HSO3-+2e-+2H+=S2O42-+2H2O；連二亞硫酸根與HNO2反應生成無毒氣體為氮氣，則HNO2發生還原反應，連二亞硫酸根發生氧化反應生成HSO3-，則發生反應的離子方程式為3S2O42-+2HNO2+2H2O =6HSO3-+N2↑。