题目内容
6．研究含氮和含硫化合物的性质在工业生产和环境保护中有重要意义．（1）制备硫酸可以有如下两种途径：
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的燃烧热为213kJ•mol-1，则1molNO2和1mol CO 反应生成CO2和NO的能量变化示意图1中E2=289.8kJ•mol-1
（2）锅炉烟道气含CO、SO2，可通过如下反应回收硫：
2CO（g）+SO2（g）?S（I）+2CO2（g）．
①某温度下在2L恒容密闭容器中通入2molSO2和一定量的CO发生反应，5min后达到平衡，生成1molCO2．其他条件不变时SO2的平衡转化率反应温度的变化如图2A，请解释其原因：正反应放热，温度升高平衡逆向移动，SO2平衡转化率降低．温度高于445℃后硫变成气态，正反应吸热，温度升高平衡正向移动，SO2平衡转化率增加．
②第8分钟时，保持其他条件不变，将容器体积迅速压缩至1L，在10分钟时达到平衡，CO的物质的量变化了1mol．请在图2B中画出SO2浓度从6～11分钟的变化曲线．
（3）己知某温度下，H2SO3的电离常数为K1≈l.5×10-2，K2≈1.0×10-7，用NaOH溶液吸收SO2，当溶液中HSO3-，SO32-离子相等时，溶液的pH值约为7
（4）连二亚硫酸钠（Na2S2O4）具有强还原性，废水处理时可在弱酸性条件下加入亚硫酸氢钠电解产生连二亚硫酸根，进而将废水中的HNO2还原成无害气体排放，连二亚硫酸根氧化为原料循环电解．产生连二亚硫酸根的电极反应式为2HSO3-+2e-+2H+=S2O42-+2H2O，连二亚硫酸根与HNO2反应的离子方程式3S2O42-+2HNO2+2H2O=6HSO3-+N2↑．
分析 （1）根据CO的燃烧热为213kJ/mol，写出CO的燃烧的热化学方程式，1molNO2和1mol CO 反应生成CO2和NO的方程式为：NO2（g）+CO（g）═CO2（g）+NO（g），该反应可由已知热效应推导，根据盖斯定律计算该反应的焓变△H，根据能量图，△H=E1-E2，据此计算E2；
（2）①根据图2A，SO2的平衡转化率随着温度的升高，先是降低，再是升高，考虑到温度不同，S的状态也不同，导致反应的△H发生改变，据此分析原因；
②第8分钟时，保持其他条件不变，将容器体积迅速压缩至1L，在10分钟时达到平衡，CO的物质的量变化了1mol，计算原平衡时SO2的浓度，再计算改变条件后瞬间SO2的浓度和再次达到平衡时SO2的浓度，据此作图；
（3）用NaOH溶液吸收SO2，当溶液中HSO3-，SO32-离子相等时，根据H2SO3的电离平衡常数计算；
（4）产生连二亚硫酸根的电极应为电解池阴极，由亚硫酸氢钠转化而来，电解过程中，HSO3-得到电子被还原为S2O42-，据此写出电极反应式，连二亚硫酸钠（Na2S2O4）具有强还原性，与HNO2反应可将HNO2还原为无害气体，根据元素守恒判断，应为N2，自身被氧化为亚硫酸氢钠，据此写出离子方程式，注意配平．
解答 解：（1）CO的燃烧热为213kJ/mol，燃烧热化学方程式为：
③CO（g）+$\frac{1}{2}$O2（g）=CO2（g）△H3=-213kJ/mol，
已知：①2SO2（g）+O2（g）═2SO3（g）△H1=-198kJ/mol，
②SO2（g）+NO2（g）═SO3（g）+NO（g）△H2=-41.8kJ/mol，
1molNO2和1mol CO 反应生成CO2和NO的方程式为：NO2（g）+CO（g）═CO2（g）+NO（g），该反应可由$\frac{②×2-①+③×2}{2}$得到，根据盖斯定律，该反应的焓变为$△H=\frac{2△{H}_{2}-△{H}_{1}+2△{H}_{3}}{2}$=$\frac{（-41.8）×2-（-198）+（-213）×2}{2}$kJ/mol=-155.8kJ/mol，根据能量图，△H=E1-E2，则E2=E1-△H=134kJ/mol-（-155.8）kJ/mol=289.8kJ/mol，
故答案为：289.8；
（2）①根据图2A，SO2的平衡转化率随着温度的升高，先是降低，再是升高，考虑到温度不同，S的状态也不同，导致反应的△H发生改变，则其原因为：正反应放热，温度升高平衡逆向移动，SO2平衡转化率降低．温度高于445℃后硫变成气态，正反应吸热，温度升高平衡正向移动，SO2平衡转化率增加，
故答案为：正反应放热，温度升高平衡逆向移动，SO2平衡转化率降低．温度高于445℃后硫变成气态，正反应吸热，温度升高平衡正向移动，SO2平衡转化率增加；
②第8分钟时，保持其他条件不变，将容器体积迅速压缩至1L，在10分钟时达到平衡，CO的物质的量变化了1mol，已知原先在2L恒容密闭容器中通入2molSO2和一定量的CO发生反应，5min后达到平衡，生成1molCO2，则原平衡时，c（SO2）=$\frac{2mol-1mol×\frac{1}{2}}{2L}$=0.75mol/L，容器体积压缩至1L的瞬间，c（SO2）=1.5mol/L，平衡向右移动，则新平衡时，c（SO2）=1.5mol/L-$\frac{1mol×\frac{1}{2}}{1L}$=1mol/L，则SO2浓度从6～11分钟的变化曲线为：
，
故答案为：；
（3）用NaOH溶液吸收SO2，当溶液中HSO3-，SO32-离子相等时，则溶液平衡时c（HSO3-）=c（SO32-），根据H2SO3的二级电离平衡常数，K2=$\frac{c（{H}^{+}）c（S{O}_{3}^{2-}）}{c（HS{O}_{3}^{-}）}$=c（H+）≈1.0×10-7，则溶液的pH值约为7，
故答案为：7；
（4）产生连二亚硫酸根的电极应为电解池阴极，由亚硫酸氢钠转化而来，电解过程中，HSO3-得到电子被还原为S2O42-，则电极反应式为：2HSO3-+2e-+2H+=S2O42-+2H2O，
连二亚硫酸钠（Na2S2O4）具有强还原性，与HNO2反应可将HNO2还原为无害气体，根据元素守恒判断，应为N2，自身被氧化为亚硫酸氢钠，则反应的离子方程式为：3S2O42-+2HNO2+2H2O=6HSO3-+N2↑，
故答案为：2HSO3-+2e-+2H+=S2O42-+2H2O；3S2O42-+2HNO2+2H2O=6HSO3-+N2↑．
点评 本题考查化学原理部分知识，涉及到热化学方程式的书写和计算，盖斯定律的应用，化学反应速率的计算，化学平衡的移动，电化学原理，电极反应式的书写和氧化还原反应方程式的书写，考查综合能力，题目难度中等，注意电离平衡常数的巧用．
名校课堂系列答案| A． | 给手机充电时：化学能转化为电能 | |
| B． | 铅蓄电池的放电过程：电能转化为化学能 | |
| C． | 氢气在氧气中燃烧：化学能转化为热能和光能 | |
| D． | 植物的光合作用：生物质能（化学能）转化为光能（太阳能） |
| A． | 锌与稀盐酸反应，加入NaCl固体后反应速率加快是因为增大了Cl-的浓度 | |
| B． | 面粉厂内要禁止明火是因为固体表面积大会加快反应速率 | |
| C． | 5%的H2O2中加入MnO2粉末后分解速率迅速加快是因为MnO2粉末降低了反应的焓变 | |
| D． | 锌与稀盐酸反应滴入CuSO4稀溶液反应速率变慢是因为CuSO4溶液中的水降低了硫酸的浓度 |
室温时，向20ml 0.1000mol•L-1H2C2O4溶液中滴加0.1000mol•L-1NaOH溶液，混合溶液的pH随滴加NaOH溶液体积的变化如图所示．下列有关叙述错误的是（ ）| A． | 忽略H2C2O4的第二步电离，由题给信息，可以计算出常温下H2C2O4的电离常数 | |
| B． | A、B、C三点所对应的溶液中，水的电离程度最小的是A点 | |
| C． | A、B、C三点所对应的溶液中，均有c（Na+）＜c（OH-）＜c（HC2O4-）＜2c（C2O42-） | |
| D． | 在B点溶液中，生成的含钠化合物有两种，且n（HC2O4-）+n（C2O42-）=2.0×10-3mol |
| A． | 电解质与非电解质的本质区别，是在水溶液或熔化状态下能否电离 | |
| B． | SO2水溶液能导电性，SO2是电解质，BaSO4水溶液不导电是非电解质 | |
| C． | 酸、碱和盐类都属于电解质，其他化合物都是非电解质 | |
| D． | Cu能导电所以Cu是电解质 |
| A． | 若管道漏气遇氨就会产生白烟 | B． | 该反应利用了Cl2的强氧化性 | ||
| C． | 该反应属于置换反应 | D． | 生成1 mol N2有3 mol电子转移 |
| A． | 水结成冰体积膨胀与氢键的作用有关 | |
| B． | DNA中的碱基互补配对是通过氢键来实现的 | |
| C． | 纯硫酸是一种粘稠状液体与分子间存在氢键有关 | |
| D． | HF、HCl、HBr、HI的熔点随相对分子质量增大而升高 |
| A． | 焦炭在氧气中燃烧所得到的产物 | |
| B． | 从市场上购得的漂白粉 | |
| C． | 实验室用MnO2固体和浓盐酸反应，从气体发生装置中导处的气体 | |
| D． | 将氟气与氢气以等物质的量，在冷暗处充分混合 |