Question

6．硫及其化合物在藥物、造紙、炸藥及石油加工等方面具有廣泛應用．回答下列問題：
（1）SO₂可用于海水提溴．在SO₂吸收溴蒸氣的反應中，氧化產(chǎn)物為H₂SO₄（填化學式）．
（2）SO₂水溶液可用于浸取低品位的軟錳礦，發(fā)生的反應為MnO₂+H₂SO₃=MnSO₄+H₂O．浸取過程中反應器內c（Mn²⁺）、c（SO₄^2-）隨時間的變化如圖1所示．導致反應速率不斷加快，且$\frac{c（S{O}_{4}^{2-}）}{c（M{n}^{2+}）}$不斷增大的原因是生成的Mn²⁺對反應2H₂SO₃+O₂=2H₂SO₄，起到催化劑的作用加快反應速率．
（3）FeS可用于除去礦山廢水中Hg²⁺等重金屬離子，已知：K_sp（FeS）=6.0×10^-18，K_sp（HgS）=4.0×10^-53，則反應：Hg²⁺（ap）+FeS（s）?Fe²⁺（ap）+HgS（s）的平衡常數(shù)K=1.5×10³⁵ ．
（4）900℃時，用克勞斯法回收H2S中的硫，反應的熱化學方程式如下：
2H₂S（g）+3O₂（g）=2SO₂（g）+2H₂O（g）△H=-1040.2kJ•mol^-1
4H₂S（g）+2SO₂（g）?3S₂（g）+2H₂O（g）△H=+89.8kJ•mol^-1
則2H₂S（g）+O₂（g）=S₂（g）+2H₂O（g）△H=316.8kJ•mol^-1．
（5）利用硫化氫在高溫下分解可以制取S₂和清潔燃料氫氣，現(xiàn)測得某溫度下，在10L恒容器閉容器中H₂S分解過程各物質的物質的量隨時間的變化如圖2所示．
①表示H2的曲線是A（填字母），H₂S分解制H₂和S₂反應的化學方程式為2H₂S$\frac{\underline{\;高溫\;}}{\;}$2H₂+S₂．
②0～40s內，v（H₂S）=0.002mol/L•s．
③該溫度下，H₂S的平衡轉化率為80%，硫化氫分解反應的平衡常數(shù)K=0.64．

Answer 1

分析 （1）二氧化硫具有還原性，通入溴水中發(fā)生氧化還原反應，二氧化硫被氧化為硫酸；
（2）在Mn²⁺催化作用下，易把亞硫酸氧化成硫酸，而使硫酸根濃度增大；
（3）Hg²⁺（ap）+FeS（s）?Fe²⁺（ap）+HgS（s），反應的平衡常數(shù)K=$\frac{c（F{e}^{2+}）}{c（H{g}^{2+}）}$=$\frac{c（F{e}^{2+}）}{c（H{g}^{2+}）}$×$\frac{c（{S}^{2-}）}{c（{S}^{2-}）}$=$\frac{Ksp（FeS）}{Ksp（HgS）}$計算得到；
（4）依據(jù)熱化學方程式和蓋斯定律計算得到所需熱化學方程式；
（5）在10L恒容器閉容器中H₂S分解生成氫氣和S₂，圖象分析可知C為H₂S，AB為生成物，40s（1mol-0.2mol）=0.8molH₂S分解生成A0.8mol，生成B為0.4mol，反應比為2：2：1，反應的化學方程式為：2H₂S$\frac{\underline{\;高溫\;}}{\;}$2H₂+S₂，
①分析可知A為生成氫氣的變化曲線；
②反應速率v=$\frac{△c}{△t}$；
③依據(jù)化學反應三行計算列式計算，轉化率=$\frac{消耗量}{起始量}$×100%，平衡常數(shù)K=$\frac{生成物平衡濃度冪次方乘積}{反應物平衡濃度冪次方乘積}$．

解答 解：（1）SO₂可用于海水提溴．在SO₂吸收溴蒸氣的反應中，發(fā)生氧化還原反應為：SO₂+Br₂+2H₂O=2HBr+H₂SO₄，二氧化硫中硫元素化合價+價變化為+6價，二氧化硫做還原性被已化為硫酸，氧化產(chǎn)物為H₂SO₄，故答案為：H₂SO₄；
（2）SO₂水溶液可用于浸取低品位的軟錳礦，發(fā)生的反應為MnO₂+H₂SO₃=MnSO₄+H₂O．浸取過程中反應器內c（Mn²⁺）、c（SO₄^2-）隨時間的變化圖象分析可知．難度增大，導致反應速率不斷加快，$\frac{c（S{{O}_{4}}^{2-}）}{c（M{n}^{2+}）}$比值增大，是因為生成的Mn²⁺對反應2H₂SO₃+O₂=2H₂SO₄，起到催化劑的作用加快反應速率，在Mn²⁺催化作用下，易把亞硫酸氧化成硫酸，而使硫酸根濃度增大，
故答案為：生成的Mn²⁺對反應2H₂SO₃+O₂=2H₂SO₄，起到催化劑的作用加快反應速率；
（3）Hg²⁺（ap）+FeS（s）?Fe²⁺（ap）+HgS（s），反應的平衡常數(shù)K=$\frac{c（F{e}^{2+}）}{c（H{g}^{2+}）}$=$\frac{c（F{e}^{2+}）}{c（H{g}^{2+}）}$×$\frac{c（{S}^{2-}）}{c（{S}^{2-}）}$=$\frac{Ksp（FeS）}{Ksp（HgS）}$=$\frac{6.0×1{0}^{-18}}{4.0×1{0}^{-53}}$=1.5×10³⁵，
故答案為：1.5×10³⁵ ；
（4）①2H₂S（g）+3O₂（g）=2SO₂（g）+2H₂O（g）△H=-1040.2kJ•mol^-1
②4H₂S（g）+2SO₂（g）?3S₂（g）+4H₂O（g）△H=+89.8kJ•mol^-1
依據(jù)蓋斯定律計算（①+②）×$\frac{1}{3}$得到熱化學方程式：2H₂S（g）+O₂（g）=S₂（g）+2H₂O（g）△H=-316.8KJ/mol，
故答案為：316.8；
（5）在10L恒容器閉容器中H₂S分解生成氫氣和S₂，圖象分析可知C為H₂S，AB為生成物，40s（1mol-0.2mol）=0.8molH₂S分解生成A0.8mol，生成B為0.4mol，反應比為2：2：1，反應的化學方程式為：2H₂S$\frac{\underline{\;高溫\;}}{\;}$2H₂+S₂，
①分析可知A為生成氫氣的變化曲線，H₂S分解制H₂和S₂反應的化學方程式為：2H₂S$\frac{\underline{\;高溫\;}}{\;}$2H₂+S₂，
故答案為：A；2H₂S$\frac{\underline{\;高溫\;}}{\;}$2H₂+S₂；
②0～40s內，v（H₂S）=$\frac{△c}{△t}$=$\frac{\frac{1.0mol-0.2mol}{10L}}{40s}$=0.002mol/（L•s），
故答案為：0.002mol/（L•s）；
③依據(jù)化學反應三行計算列式計算，
               2H₂S$\frac{\underline{\;高溫\;}}{\;}$2H₂+S₂，
起始量（mol/L）  0.1      0   0
變化量（mol/L） 0.08    0.08   0.04
平衡量（mol/L） 0.02    0.08   0.04
H₂S轉化率=$\frac{消耗量}{起始量}$×100%=$\frac{0.08mol/L}{0.1mol/L}$=80%，
平衡常數(shù)K=$\frac{生成物平衡濃度冪次方乘積}{反應物平衡濃度冪次方乘積}$=$\frac{0.04×0.0{8}^{2}}{0.0{2}^{2}}$=0.64，
故答案為：80%；0.64．

點評 本題考查了氧化還原反應，熱化學方程式和蓋斯定律的計算應用，化學反應速率、平衡常數(shù)和轉化率的概念計算等知識點，掌握基礎是解題關鍵，題目難度中等．