Question

已知I、II反应在一定条件节焓变及平衡常数如下：

（1）用△H_l、△H₂表示反应4H₂（g）+2SO₂（g）S₂（g）+4H₂O（g）的△H

（2）回答下列反应（Ⅰ）的相关问题：

①温度为T₁，在1L恒容容器中加入1.8mol H₂、1.2mol S₂, 10min时反应达到平衡。测得10min V（H₂S）=0．08 mol·L^－1·min^－l，则该条件下的平衡常数为      L·mo1^－l，若此时再向容器中充H₂、S₂、H₂S各0.8mol，则平衡移动方向为      （填“正向”、“逆向”或“不移动”）；

②温度为T₂时T₂>T₁），在1L恒容容器中也加入1.8mol H₂、1.2mol S₂，建立平衡时测得S₂的转化率为25%，据此判断△H₁      0（填“>”或“<”），与T₁时相比，平衡常数K₁      （填“增大”、“减小”或“不变”）；

（3）常温下，用SO₂与NaOH溶液反应可得到NaHSO₃、Na₂SO₃等。

①已知Na₂SO₃水溶液显碱性，原因是      （写出主要反应的离子方程式），该溶液中，[Na⁺]       2[ SO]+ [HSO]（填“>”、“<”或“=”）。

②在某NaHSO₃、Na₂SO₃混合溶液中HSO、SO物质的量分数随pH变化曲线如图所示（部分）：根据图示，求SO的水解平衡常数=       mol·L^-1．

Answer

（1）△H2×2-△H1（2）①0.8 正向 ②＜ 减小（3）①SO32-+H2O==HSO3-+OH- ＞ ②10-6.2

【解析】

试题分析：解:（1）已知2H2（g）+S2（g）===2H2S（g） △H1（Ⅰ）， 3H2（g）+SO2（g）===2H2O（g）+H2S（g） △H2（Ⅱ），由（Ⅱ）×2-（Ⅰ）得4H2（g）+2SO2（g）===S2（g）+4H2O（g） △H，故△H=△H2×2-△H1。

（2）①10min时反应达到平衡10min内v（H2S）=0.08mol•L-1•min-1，则△c（H2S）=0.8mol/L，则

2H2（g）+S2（g）==2H2S（g）

起始（mol/L） 1.8 1.2 0

变化（mol/L） 0.8 0.4 0.8

平衡（mol/L） 1.0 0.8 0.8

平衡常数K=c2（H2S）c2（H2）•c（S2）=0.8，若此时再向容器中充入H2、S2、H2S各0.8mol，则此时浓度积=c2（H2S）c2（H2）•c（S2）=0.5＜K=0.8，平衡正向移动，②根据①中数据知温度为T1时S2的转化率=33.3%＞25%，知升温平衡逆向移动，△H1＜0，平衡常数减小，（3）①亚硫酸根离子水解导致溶液显示碱性，原理是:SO32-+H2O==HSO3-+OH-，所以，该溶液中，c（H+）＜c（OH-），根据电荷守恒，则[Na+]＞2[SO32-]+[HSO3-]。②亚硫酸根离子的水解平衡常数K=c（HSO3-）•c（OH-）c（SO32-）当pH=7.2时，SO32-、HSO3-浓度相等，所以K=c（OH-）=10-6.2，

考点：化学平衡的计算;用盖斯定律进行有关反应热的计算;化学平衡的影响因素;盐类水解的原理.