Question

已知I、II反应在一定条件节焓变及平衡常数如下：
2H₂（g）+S₂（g）?2H₂S（g）     K ₁ △H₁  （Ⅰ）
3H₂（g）+SO₂（g）?2H₂O（g）+H₂（g） K ₂ △H₂ （Ⅱ）
（1）用△H_l、△H₂表示反应4H₂（g）+2SO₂（g）?S₂（g）+4H₂O（g）的△H=

 

（2）回答下列反应（I）的相关问题：
①温度为T₁，在1L恒容容器中加入1.8mol H₂、1.2mol S₂，l0min时反应达到平衡．测得l0min内V（H₂S）=0.08mol?L^-1?min^-l，则该条件下的平衡常数为

 

L?mo1^-l，若此时再向容器中充入H₂、S₂、H₂S各0.8mol，则平衡移动方向为

 

（填“正向”、“逆向”或“不移动”）；
②温度为T₂时（T₂＞T_l），在1L恒容容器中也加入1.8mol H₂、1.2mol S₂，建立平衡时测得S₂的转化率为25%，据此判断△H₁

 

0（填“＞”或“＜”），与T₁时相比，平衡常数K₁

 

（填“增大”、“减小”或“不变”）；
（3）常温下，用SO₂与NaOH溶液反应可得到NaHSO₃、Na₂SO₃等．
①已知Na₂SO₃水溶液显碱性，原因是

 

（写出主要反应的离子方程式），该溶液中，[Na⁺l

 

2[SO₃^2-]+[HSO₃^-]（填“＞”、“＜”或“='’）．
②在某NaHSO₃、Na₂SO₃混合溶液中HSO₃^-、SO₃^2-物质的量分数随pH变化曲线如图所示（部分）：根据图示，求SO₃^2-的水解平衡常数Kh=

 

mol?L^-1．

Answer 1

考点：化学平衡的计算,用盖斯定律进行有关反应热的计算,化学平衡的影响因素,盐类水解的原理

专题：

分析：（1）根据热化学方程式和盖斯定律计算得到；
（2）①根据10min内硫化氢的反应速率计算硫化氢的变化量，根据化学平衡三段式计算出平衡时各组分浓度，然后计算平衡常数；
利用浓度积与平衡常数的大小判断平衡移动方向；
②计算温度为T₁时S₂的转化率，判断在两种温度下S₂的转化率的大小，判断平衡移动方向，继而判断反应热和平衡常数大小；
（3）①亚硫酸根离子水解导致溶液显示碱性，根据电荷守恒确定离子浓度的关系；
②根据水解平衡常数表达式结合图中数据来计算．

解答： 解：（1）已知2H₂（g）+S₂（g）?2H₂S（g）△H₁ （Ⅰ）
3H₂（g）+SO₂（g）?2H₂O（g）+H₂S（g）△H₂ （Ⅱ）
由（Ⅱ）×2-（Ⅰ）得4H₂（g）+2SO₂（g）?S₂（g）+4H₂O（g）△H，故△H=△H₂×2-△H₁，
故答案为：△H₂×2-△H₁；
（2）①10min时反应达到平衡．测得10min内V（H₂S）=0.08mol?L^-1?min^-1，则△c（H₂S）=0.08mol?L^-1?min^-1×10min=0.8mol/L，则
            2H₂（g）+S₂（g）?2H₂S（g）
起始（mol/L） 1.8    1.2       0
变化（mol/L）  0.8    0.4       0.8
平衡（mol/L）  1.0    0.8       0.8
平衡常数K=

c2(H2S)

c2(H2)?c(S2)

=

0．82

1．02×0.8

=0.8，
若此时再向容器中充入H₂、S₂、H₂S各0.8mol，则此时浓度积=

c2(H2S)

c2(H2)?c(S2)

=

(0.8+0.8)2

(1.0+0.8)2×(0.8+0.8)

=0.5＜K=0.8，平衡正向移动，
故答案为：0.8；正向；
②根据①中数据知温度为T₁时S₂的转化率=

0.4mol/L

1.2mol/L

=33.3%＞25%，知升温平衡逆向移动，△H₁＜0，平衡常数减小，故答案为：＜；减小；
（3）①亚硫酸根离子水解导致溶液显示碱性，原理是：SO₃^2-+H₂O?HSO₃^-+OH^-，所以，该溶液中，c（H⁺）＜c（OH^-），根据电荷守恒，则[Na⁺]＞2[SO₃^2-]+[HSO₃^-]，故答案为：SO₃^2-+H₂O?HSO₃^-+OH^-；＞；
②亚硫酸根离子的水解平衡常数K=

c(HSO3-)?c(OH-)

c(SO32-)

当pH=7.2时，SO₃^2-、HSO₃^-浓度相等，所以K=c（OH^-）=10^-6.2，故答案为：10^-6.2．

点评：本题考查了平衡常数含有及计算，盖斯定律的应用，难度中等，注意可根据浓度积与平衡常数的大小判断平衡移动方向．