Question

【题目】磷石膏是湿法生产磷酸排出的工业废渣，主要成分是CaSO4·2H2O。

⑴CaSO4·2H2O脱水反应相关的热化学方程式为：

CaSO4·2H2O(s)=CaSO4·H2O(s)+H2O(g) ΔH1＝83.2 kJ·mol-1

CaSO4·2H2O(s)=CaSO4(s)+2H2O(l) ΔH2＝26 kJ·mol-1

H2O (g)=H2O(l) ΔH3＝-44 kJ·mol-1

则反应CaSO4·H2O(s)=CaSO4(s)+ H2O(g)的ΔH4＝_________kJ·mol-1。

⑵用合适的还原剂可以将CaSO4还原，所得SO2可用于工业生产硫酸。

①以CO作还原剂，改变反应温度可得到不同的产物。不同温度下反应后所得固体成分的物质的量如图1所示。在低于800 ℃时主要还原产物为___________；高于800 ℃时主要发生的反应的化学方程式为___________。

②以高硫煤为还原剂焙烧2.5 小时，不同条件对硫酸钙转化率的影响如下图2所示。CaCl2的作用是___________；当温度高于1200 ℃时，无论有无CaCl2，CaSO4的转化率趋于相同，其原因是___________。

③以C作还原剂，向密闭容器中加入相同质量的几组不同C/S值（炭粉与CaSO4的物质的量之比）的混合物在1100 ℃加热，结果如上图3所示。当C/S值为0.5时，反应产物为CaO、SO2和CO2；当C/S值大于0.7时，反应所得气体中SO2的体积分数不升反降，其主要原因可能是___________。

⑶利用反应CaSO4(s)+(NH4)2CO3(aq)CaCO3(s)+(NH4)2SO4(aq)可以将磷石膏转化为硫酸铵。若反应达到平衡后溶液中c(SO42-)=2.0 mol·L-1，此时溶液中c(CO32-)=___________。（已知Ksp（CaCO3）=2.8×10-9，Ksp（CaSO4）=3.2×10-6）

Answer 1

【答案】 30.8 CaS CaS+3CaSO44CaO+4SO2↑ 作催化剂 两种情况下反应均达到平衡，催化剂CaCl2不改变平衡的移动 高温下，过量的C与CO2反应生成CO，使气体总体积增大（或部分转化为其他含硫物质） 1.75×10-2 mol·L-1

【解析】⑴已知：①CaSO4·2H2O(s)=CaSO4·H2O(s)+H2O(g) ΔH1＝83.2 kJ·mol-1，②CaSO4·2H2O(s)=CaSO4(s)+2H2O(l) ΔH2＝26 kJ·mol-1，③H2O (g)=H2O(l) ΔH3＝-44 kJ·mol-1，根据盖斯定律可知：②-①-③×2即得CaSO4·H2O(s)=CaSO4(s)+ H2O(g)，则ΔH4＝（26 kJ·mol-1）-（83.2 kJ·mol-1）-（-44 kJ·mol-1）×2=30.8kJ·mol-1；

⑵①由图示可知在低于800 ℃时CaSO4主要还原产物为CaS；高于800 ℃时CaS和CaSO4反应生成CaO和SO2，根据电子守恒与原子守恒得此反应的化学方程式为CaS+3CaSO44CaO+4SO2↑；

②由图示可知CaCl2改变反应速率，但不改变最终CaSO4的转化率，说明CaCl2在转化过程中起催化剂作用；因催化剂CaCl2不改变平衡状态，当温度高于1200 ℃时，无论有无CaCl2，CaSO4的转化率趋于相同；

③因高温下过量的C与CO2反应生成CO，使气体总体积增大，导致混合气体中SO2的体积分数不升反降；

⑶反应的离子方程式为CaSO4（s）+CO32-（aq）SO42-（aq）+CaCO3（s），则该反应的平衡常数K==，c(SO42-)=2.0 mol·L-1，故c(CO32-)=1.75×10-2 mol·L-1。