Question

8．硫單質及其化合物在工農業(yè)生產中有著重要的應用．
（1）己知25℃時：SO₂（g）+2CO（g）═2CO₂（g）+$\frac{1}{x}$S_x（s）△H=a kj/mol
2COS（g）+SO₂（g）═2CO₂（g）+$\frac{3}{x}$S_x（s）△H=b kj/mol
則COS（g）生成CO（g）與S_x（s）反應的熱化學方程式是xCOS（g）=xCO（g）+S_x（s）△H=0.5x（b-a）kJ/mol
COS的電子式是．
（2）焦亞硫酸鈉（Na₂S₂O₅）是常用的食品抗氧化劑之一，它一般由Na₂SO₃和SO₂直接反應獲得．焦亞硫酸鈉放置在空氣中很容易被氧化，其反應方程式為Na₂S₂O₅+O₂=Na₂SO₄+SO₃
焦亞硫酸鈉遇水后立即生成一種酸式鹽，寫出與水發(fā)生反應的化學方程式Na₂S₂O₅+H₂O=2NaHSO₃．
（3）工業(yè)上用硫碘開路循環(huán)聯產氫氣和硫酸的工藝流程如圖1所示：
①寫出反應器中發(fā)生反應的化學方程式是SO₂+x I₂+2H₂O═H₂SO₄+2HI_X，
若僅在SO₂的水溶液中滴加幾滴碘水，$\frac{c（S{O}_{3}^{2-}）}{c（HS{O}_{3}^{-}）}$將減�。ㄌ睢霸龃蟆薄ⅰ皽p小”或“不確定”）．
②電滲析裝置如圖2所示，寫出陽極的電極反應式2I_x^--2e^-=xI₂，
該裝置中發(fā)生的總反應的化學方程式是2HI_x=（x-1）I₂+2HI．
③若向膜反應器中加入1molHI，在一定條件下n[I₂（g）]隨時間（t）的變化關系如圖3所示．
該溫度下，反應平衡常數K=$\frac{1}{64}$，若將HI通入量變?yōu)樵瓉淼?倍，則平衡混合物中H₂所占體積分數為10%．

Answer 1

分析 （1）依據熱化學方程式和蓋斯定律計算得到所需熱化學方程式，COS和二氧化碳為等電子體，等電子體微粒的結構相似；
（2）焦亞硫酸鈉放置在空氣中很容易被氧化，Na₂S₂O₅中硫元素化合價+4價，硫元素化合價升高為+6價，氧氣中氧元素化合價降低，結合原子守恒書寫化學方程式，焦亞硫酸鈉遇水后立即生成一種酸式鹽為亞硫酸氫鈉；
（3）①由工藝流程圖可知，SO₂、I₂、H₂O反應生成H₂SO₄、HI_X，配平書寫方程式，若僅在SO₂的水溶液中滴加幾滴碘水，會發(fā)生氧化還原反應，亞硫酸根離子被氧化為硫酸根離子，$\frac{[S{{O}_{3}}^{2-}]}{[HS{{O}_{3}}^{-}]}$=$\frac{[S{{O}_{3}}^{2-}][{H}^{+}]}{[HS{{O}_{3}}^{-}][{H}^{+}]}$=$\frac{Ka}{[{H}^{+}]}$；
②由圖2可知，在陰極區(qū)I_x^-轉化為I^-，在陽極區(qū)I_x^-轉化為I₂，陽極區(qū)的H⁺通過交換膜進入陰極區(qū)，得以生成HI溶液，即電解HI_x生成I₂、HI；
③由圖可知，2min內H₂物質的量的變化量，根據反應方程式寫平衡表達式，結合平衡濃度計算平衡常數，若將HI通入量變?yōu)樵瓉淼?倍，反應前后氣體體積不變，平衡不變，氫氣所占體積分數即為氫氣物質的量的分數．

解答 解：（1）①SO₂（g）+2CO（g）═2C0₂（g）+$\frac{1}{x}$S_x（s）△H=a kJ•mol^-1；
②2COS（g）+SO₂（g）═2CO₂（g）+$\frac{3}{x}$S_x（s）△H=b kJ•mol^-1．
依據蓋斯定律（②-①×2）÷2得到：xCOS（g）=xCO（g）+S_x（s）△H=0.5x（b-a）kJ/mol，
COS和二氧化碳為等電子體，等電子體微粒的結構相似，所以該氣體的電子式為，
故答案為：xCOS（g）=xCO（g）+S_x（s）△H=0.5x（b-a）kJ/mol；；
（2）焦亞硫酸鈉放置在空氣中很容易被氧化，Na₂S₂O₅中硫元素化合價+4價，硫元素化合價升高為+6價，氧氣中氧元素化合價降低，結合原子守恒書寫化學方程式為，Na₂S₂O₅+O₂=Na₂SO₄+SO₃，焦亞硫酸鈉遇水后立即生成一種酸式鹽為亞硫酸氫鈉，反應的化學方程式為：Na₂S₂O₅+H₂O=2NaHSO₃ ，
故答案為：Na₂S₂O₅+O₂=Na₂SO₄+SO₃；Na₂S₂O₅+H₂O=2NaHSO₃ ；
（3）①由工藝流程圖可知，SO₂、I₂、H₂O反應生成H₂SO₄、HI_X，反應方程式為：SO₂+x I₂+2H₂O═H₂SO₄+2HI_X，若僅在SO₂的水溶液中滴加幾滴碘水，會發(fā)生氧化還原反應，亞硫酸根離子被氧化為硫酸根離子，$\frac{[S{{O}_{3}}^{2-}]}{[HS{{O}_{3}}^{-}]}$=$\frac{[S{{O}_{3}}^{2-}][{H}^{+}]}{[HS{{O}_{3}}^{-}][{H}^{+}]}$=$\frac{Ka}{[{H}^{+}]}$，反應過程中氫離子濃度增大，電離平衡常數不變，則比值減小，
故答案為：SO₂+x I₂+2H₂O═H₂SO₄+2HI_X，減�。�
②由圖2可知，在陰極區(qū)I_x^-轉化為I^-，在陽極區(qū)I_x^-轉化為I₂，所以陽極區(qū)發(fā)生的反應為：2I_x^--2e^-=xI₂，H⁺通過交換膜進入陰極區(qū)，得以生成HI溶液，即電解HI_x生成I₂、HI，反應方程式為：2HI_x═（x-1）I₂+2HI，
故答案為：2I_x^--2e^-=xI₂；2HI_x=（x-1）I₂+2HI；
③若向膜反應器中加入1molHI，反應為2HI?H₂+I₂，結合平衡三行計算列式計算，圖象可知2min達到平衡狀態(tài)，氫氣物質的量為0.1mol，
                    2HI?H₂+I₂，
起始量（mol/L）     1    0    0
變化量（mol/L）    0.2   0.1  0.1
平衡量（mol/L）    0.8   0.1   0.1
反應前后氣體體積不變，平衡常數可以利用物質的量代替平衡濃度計算，K=$\frac{0.1×0.1}{0．{8}^{2}}$=$\frac{1}{64}$，
若將HI通入量變?yōu)樵瓉淼?倍，反應前后氣體體積不變，平衡不變，氫氣所占體積分數即為氫氣物質的量的分數=$\frac{0.1mol}{1mol}$×100%=10%，
故答案為：$\frac{1}{64}$；10%．

點評 本題考查蓋斯定律計算、離子濃度大小比較、電解原理等，側重于學生的分析能力的考查，為高考常見題型，題目難度中等，注意利用守恒思想比較溶液中微粒濃度大小．