Question

化學反應原理在科研和生產中有廣泛應用。

（1）利用“化學蒸氣轉移法”制備TaS2晶體，發(fā)生如下反應：

TaS2（s）＋2I2（g） TaI4（g）＋S2（g）　ΔH>0（I）

反應（Ⅰ）的平衡常數表達式K＝________，若K＝1，向某恒容容器中加入1 mol I2 （g）和足量TaS2（s），I2 （g）的平衡轉化率為________。

（2）如圖所示，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(huán)使用的物質是________。

（3）利用I2的氧化性可測定鋼鐵中硫的含量。做法是將鋼樣中的硫轉化成H2SO3，然后用一定濃度的I2溶液進行滴定，所用指示劑為________，滴定反應的離子方程式為______________________。

（4）25℃時，H2SO3HSO3-＋H＋的電離常數Ka＝1×10－2mol·L－1，則該溫度下NaHSO3水解反應的平衡常數Kh＝________mol·L－1，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，則溶液中將________（填“增大”“減小”或“不變”）。

 

Answer 1

（1）[c（TaI4）·c（S2）]/c2（I2）　66.7%�。�2）＜　I2�。�3）淀粉　I2＋H2SO3＋H2O=4H＋＋2I－＋SO42-

（4）1×10－12　增大

【解析】結合題給可逆反應的特點，應用化學平衡移動原理，分析化學平衡、電離平衡和水解平衡問題。

（1）反應（Ⅰ）中，TaS2為固體，則平衡常數表達式K＝[c（TaI4）·c（S2）/c2（I2）]。設平衡時，I2轉化的物質的量為x，則有

　　　　　　TaS2（s）＋2I2（g） TaI4（g）＋S2（g）

起始/mol 1 0 0

轉化/mol x 0.5x 0.5x

平衡/mol 1－x 0.5x 0.5x

此時平衡常數K為1，則有[（0.5x）·（0.5x）]/（1－x）2＝1，從而可得x＝2/3 mol，I2（g）的轉化率為（2/3 mol）/1 mol×100%≈66.7%。

（2）由題意可知，未提純的TaS2粉末變成純凈TaS2晶體，要經過兩步轉化：①TaS2＋2I2=TaI4＋S2，②TaI4＋S2=TaS2＋2I2，即反應（Ⅰ）先在溫度T2端正向進行，后在溫度T1端逆向進行，反應（Ⅰ）的ΔH大于0，因此溫度T1小于T2，該過程中循環(huán)使用的是I2。

（3）淀粉遇單質I2顯藍色，利用I2溶液滴定H2SO3時，常用淀粉作指示劑，達到終點時，溶液由無色變成藍色，滴定反應的離子方程式為I2＋H2SO3＋H2O=4H＋＋2I－＋SO42-。

（4）H2SO3的電離常數Ka＝[c（HSO3-）·c（H＋）]/c（H2SO3）＝1×10－2 mol·L－1，水的離子積常數KW＝c（H＋）·c（OH－）＝1×10－14mol2·L－2，綜上可得Ka＝[c（HSO3-）·KW]/[c（H2SO3）·c（OH－）]。NaHSO3溶液中HSO3-的水解反應為HSO3-＋H2OH2SO3＋OH－，則水解平衡常數Kh＝[c（H2SO3）·c（OH－）]/c（HSO3-）＝KW/Ka＝（1×10－14mol2·L－2）/（1×10－2mol·L－1）＝1×10－12mol·L－1。NaHSO3溶液中加入少量I2，二者發(fā)生氧化還原反應，溶液中c（HSO3-）減小，HSO3-的水解程度增大，c（H2SO3）/c（HSO3-）將增大。

點撥：知識：平衡常數及轉化率；平衡移動及影響因素；氧化還原滴定及指示劑的選擇；電離平衡常數和水解平衡常數的計算。能力：考查考生的綜合應用能力、分析問題和解決問題的能力，以及簡單計算的能力。試題難度：較大。