Question

3．SO₂、NO是大气污染物．吸收SO₂和NO，获得Na₂S₂O₄和NH₄NO₃产品的流程图如图1（Ce为铈元素）：

（1）装置Ⅰ中生成HSO₃^-的离子方程式为SO₂+OH^-═HSO₃^-；
（2）向pH=5的NaHSO₃溶液中滴加一定浓度的CaCl₂溶液，溶液中出现浑浊，pH降为2，用化学平衡移动原理解释溶液pH降低的原因：HSO₃^-在溶液中存在电离平衡：HSO₃^-?SO₃^2-+H⁺，加入CaCl₂溶液后，Ca²⁺+SO₃^2-═CaSO₃↓使电离平衡右移，c（H⁺）增大；
（3）装置Ⅱ中，酸性条件下，NO被Ce⁴⁺氧化的产物主要是NO₃^-、NO₂^-，写出生成NO₃^-的离子方程式NO+2H₂O+3Ce⁴⁺=3Ce³⁺+NO₃^-+4H⁺．
（4）装置Ⅲ的作用之一是再生Ce⁴⁺，其原理如图2所示．  
①生成Ce⁴⁺的电极反应式为Ce³⁺-e-=Ce⁴⁺．
②生成Ce⁴⁺从电解槽的a （填字母序号）口流出．
（5）已知进入装置Ⅳ的溶液中，NO₂^-的浓度为a g?L^-1，要使1m³该溶液中的NO₂^-完全转化为NH₄NO₃，需至少向装置Ⅳ中通入标准状况下的O₂243a L．（用含a代数式表示，计算结果保留整数）

Answer 1

分析 吸收SO₂和NO，获得Na₂S₂O₄和NH₄NO₃产品的流程分析可知，混合气体通入氢氧化钠溶液中吸收二氧化硫，剩余一氧化氮装置Ⅱ中，酸性条件下，NO被Ce⁴⁺氧化的产物主要是NO₃^-、NO₂^-，进入装置Ⅲ电解再生Ce⁴⁺循环使用，最后剩余的NO₃^-、NO₂^-通入氨气和氧气反应得到硝酸铵，
（1）二氧化硫是酸性氧化物，能和强碱之间发生反应；
（2）NaHSO₃溶液中HSO₃^-的电离大于水解，溶液显示酸性，根据平衡移动原理来回答；
（3）在酸性环境下，NO和Ce⁴⁺之间会发生氧化还原反应；
（4）在电解池中，阳极上发失去电子的氧化反应，阴极上发生得电子的还原反应；
（5）根据氧化还原反应中电子守恒来计算．

解答 解：（1）二氧化硫是酸性氧化物，能和强碱氢氧化钠之间发生反应：SO₂+OH^-=HSO₃^-，NO和氢氧化钠之间不会反应，
故答案为：SO₂+OH^-=HSO₃^-；
（2）NaHSO₃溶液中HSO₃^-的电离大于水解，HSO₃^-?SO₃^2-+H⁺，溶液显示酸性，加入CaCl₂溶液后，Ca²⁺+SO₃^2-=CaSO₃↓使电离平衡右移，
故答案为：HSO₃^-在溶液中存在电离平衡：HSO₃^-?SO₃^2-+H⁺，加CaCl₂溶液后，Ca²⁺+SO₃^2-=CaSO₃↓使电离平衡右移，c（H⁺）增大；
（3）在酸性环境下，NO和Ce⁴⁺之间会发生氧化还原反应：NO+H₂O+Ce⁴⁺=Ce³⁺+NO₂^-+2H⁺，
故答案为：NO+2H₂O+3Ce⁴⁺=3Ce³⁺+NO₃^-+4H⁺；
（4）①电解池的阴极发生得电子的还原反应，电极反应式为：2HSO₃^-+4H⁺+4e-=S₂O₃^2-+3H₂O，阳极电极反应为：Ce³⁺-e^-═Ce⁴⁺，
故答案为：Ce³⁺-e^-═Ce⁴⁺；
②在电解池中，阳极上是Ce³⁺失电子成为Ce⁴⁺的过程，所以生成Ce⁴⁺从电解槽的阳极上极a极流出，
故答案为：a；
（5）NO₂^-的浓度为a g•L^-1，要使1m³该溶液中的NO₂^-完全转化为NH₄NO₃，则失去电子数目是：$\frac{1000a}{46}$，设消耗标况下氧气的体积是V，则失电子数目是：$\frac{V}{22.4}$，根据电子守恒：$\frac{1000a}{46}$=$\frac{V}{22.4}$，解得V=243a，
故答案为：243a．

点评 本题综合考查学生含氮元素、含硫元素物质的性质知识，注意知识的梳理和归纳是关键，难度中等．