Question

【题目】现代煤化工产生的H2S是一种重要的工业资源。请回答：

（1）用过量的NaOH吸收H2S，请写出该反应的离子方程式：____________。硫化钠又称臭碱，其溶液盛装在带橡胶塞的试剂瓶中，请用离子方程式解释其溶液呈碱性的原因为：_______。己知：25℃时，H2S的Ka1=1×10-7,Ka2=1×10-12，计算此温度时1mol/LNa2S溶液的pH=____。（结果取整数）

（2）用电解法处理Na2S溶液是处理硫化氢废气的一个重要环节。实验装置如图：

已知阳极的反应为xS2--2(x-1)e-=Sx2-，则阴极的电极反应式是_________，当反应转移nmole-时，产生标准状况下的气休体积为__________________。

（3）H2S是煤化工原料气脱硫过程的重要中间体。反应原理为：

①COS(g)+H2(g)H2S(g)+CO(g) △H=+7kJ/mol

②CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g) △H=-42kJ/mol

已知断裂1mol气态分子中的化学键所需能量如下表所示。

分子	COS	H2	H2O	CO	H2S	CO2
能量/kJ/mol	1323	436	926	X	678	1606

计算表中x=____________。

（4）向2L容积不变的密闭容器中充入2molCOS(g)，2molH2(g)和2molH2O(g)，进行（3）中所述两个反应，其他条件不变，随着温度升高，CO的平衡体积分数增大，解释其原因为_____________。平衡体系中COS的物质的量为1.6mol时，CO的体积分数为5%，则H2O的平衡转化率为______，反应②的平衡常数为______（保留两位有效数字）。

Answer 1

【答案】 H2S + 2OH－ = S2－+ 2H2O S2－+ H2OHS－+OH－ 13 2H2O＋2e－= 2OH－＋H2↑ 11.2 n L 1074 反应①吸热反应，升高温度，平衡正向动，CO的平衡体积分数增大；反应②为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，CO的平衡体积分数也增大。 5% 0.30

【解析】(1)用过量的NaOH吸收H2S生成，Na2S，其中H2S为弱电解质，此反应的离子方程式为H2S + 2OH－ = S2－+ 2H2O；硫化钠为强碱弱酸盐，在溶液中S2－水解使溶液显碱性，其水解反应的离子方程式为S2－+ H2OHS－+OH－；[c(OH-)×c(HS-)]÷c(S2-)=Kw/Ka2，c(OH-)=mol/L=0.1mol/L，溶液的pH=12；

(2)阴极是溶液中的H+得电子发生还原反应生成氢气，电极反应式是2H2O＋2e－= 2OH－＋H2↑，当反应转移nmole-时，生成氢气的物质的量为0.5nmol，产生标准状况下的气休体积为 0.5n mol×22.4L/mol=11.2 n L；

(3)已知COS(g)+H2(g)H2S(g)+CO(g) △H=(1323+436)kJ/mol-(678+x)kJ/mol=+7kJ/mol，解得x=1074kJ/mol；

(4)因反应①吸热反应，升高温度，平衡正向动，CO的平衡体积分数增大；反应②为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，CO的平衡体积分数也增大，则其他条件不变，随着温度升高，CO的平衡体积分数增大；

① COS(g)+H2(g)H2S(g)+CO(g)

起始时(mol) 2 2 0 0

变化时(mol) 0.4 0.4 0.4 0.4

平衡时(mol) 1.6 1.6 0.4 0.4

CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)

起始时(mol) 0.4 2 0 1.6

变化时(mol) n n n n

平衡时(mol) 0.4-n 2-n n 1.6+n

CO的体积分数为×100%=5%，解得n=0.1mol，则H2O的平衡转化率为×100%=5%；反应②的平衡常数K==0.3。