Question

现代煤化工产生的H₂S是一种重要的工业资源。请回答：

（1）用过量的NaOH吸收H₂S，请写出该反应的离子方程式：____________。硫化钠又称臭碱，其溶液盛装在带橡胶塞的试剂瓶中，请用离子方程式解释其溶液呈碱性的原因为：_______。己知：25℃时，H₂S的K_a1=1×10^-7,K_a2=1×10^-12，计算此温度时1mol/LNa₂S溶液的pH=____。（结果取整数）

（2）用电解法处理Na₂S溶液是处理硫化氢废气的一个重要环节。实验装置如图：

已知阳极的反应为xS^2--2(x-1)e^-=Sx^2-，则阴极的电极反应式是_________，当反应转移nmole^-时，产生标准状况下的气休体积为__________________。

（3）H₂S是煤化工原料气脱硫过程的重要中间体。反应原理为：

①COS(g)+H₂(g)H₂S(g)+CO(g)     △H=+7kJ/mol

②CO(g)+H₂O(g)CO₂(g)+H2(g)    △H=-42kJ/mol

已知断裂1mol气态分子中的化学键所需能量如下表所示。

分子	COS	H2	H2O	CO	H2S	CO2
能量/kJ/mol	1323	436	926	X	678	1606

计算表中x=____________。

（4）向2L容积不变的密闭容器中充入2molCOS(g)，2molH₂(g)和2molH₂O(g)，进行（3）中所述两个反应，其他条件不变，随着温度升高，CO的平衡体积分数增大，解释其原因为_____________。平衡体系中COS的物质的量为1.6mol时，CO的体积分数为5%，则H₂O的平衡转化率为______，反应②的平衡常数为______（保留两位有效数字）。

Answer

H2S + 2OH－ = S 2－+ 2H2O S 2－+ H2O HS－ +OH－ 13 2H2O＋2e－= 2OH－＋H2↑ 11.2 n L 1074 反应①吸热反应，升高温度，平衡正向动，CO的平衡体积分数增大；反应②为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，CO的平衡体积分数也增大。 5% 0.30

【解析】(1)用过量的NaOH吸收H2S生成，Na2S，其中H2S为弱电解质，此反应的离子方程式为H2S + 2OH－ = S2－+ 2H2O；硫化钠为强碱弱酸盐，在溶液中S2－水解使溶液显碱性，其水解反应的离子方程式为S 2－+ H2O HS－ +OH－；[c(OH-)×c(HS-)]÷c(S2-)=Kw/Ka2，c(OH-)=mol/L=0.1mol/L，溶液的pH=12；

(2)阴极是溶液中的H+得电子发生还原反应生成氢气，电极反应式是2H2O＋2e－= 2OH－＋H2↑，当反应转移nmole-时，生成氢气的物质的量为0.5nmol，产生标准状况下的气休体积为 0.5n mol×22.4L/mol=11.2 n L；

(3)已知COS(g)+H2(g)H2S(g)+CO(g) △H=(1323+436)kJ/mol-(678+x)kJ/mol=+7kJ/mol，解得x=1074kJ/mol；

(4)因反应①吸热反应，升高温度，平衡正向动，CO的平衡体积分数增大；反应②为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，CO的平衡体积分数也增大，则其他条件不变，随着温度升高，CO的平衡体积分数增大；

① COS(g)+H2(g)H2S(g)+CO(g)

起始时(mol) 2 2 0 0

变化时(mol) 0.4 0.4 0.4 0.4

平衡时(mol) 1.6 1.6 0.4 0.4

CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)

起始时(mol) 0.4 2 0 1.6

变化时(mol) n n n n

平衡时(mol) 0.4-n 2-n n 1.6+n

CO的体积分数为×100%=5%，解得n=0.1mol，则H2O的平衡转化率为×100%=5%；反应②的平衡常数K==0.3。

点睛：化学平衡常数指一定温度下，可逆达到平衡，各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积所得的比值，对化学平衡常数的应用总结如下：

(1)利用K可以推测可逆反应进行的程度。K的大小表示可逆反应进行的程度，K大说明反应进行程度大，反应物的转化率大。K小说明反应进行的程度小，反应物的转化率小。

(2)借助平衡常数，可以判断一个化学反应是否达到化学平衡状态。

(3)利用K可判断反应的热效应。若升高温度，K值增大，则正反应为吸热反应；若升高温度，K值减小，则正反应为放热反应。