Question

已知(Ⅰ)、(Ⅱ)反应在一定条件下焓变及平衡常数如下：

2H₂(g)＋S₂(g)⇌2H₂S(g) ΔH₁　K₁　(Ⅰ)

3H₂(g)＋SO₂(g)⇌2H₂O(g)＋H₂S(g)　ΔH₂　K₂　(Ⅱ)

(1)用ΔH₁、ΔH₂表示反应4H₂(g)＋2SO₂(g)=S₂(g)＋4H₂O(g)的ΔH＝________。

(2)回答下列反应(Ⅰ)的相关问题：

①温度为T₁，在1 L恒容容器中加入1.8 mol H₂、1.2 mol S₂,10 min时反应达到平衡。测得10 min内v(H₂S)＝0.08 mol·L^－1·min^－1，则该条件下的平衡常数为________。

②温度为T₂时(T₂＞T₁)，在1 L恒容容器中也加入1.8 mol H₂、1.2 mol S₂，建立平衡时测得S₂的转化率为25%，据此判断ΔH₁________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，c(Na^＋)______2c(SO₃^2-)＋c(HSO₃^-)(填“＞”“＜”或“＝”)。

②在某NaHSO₃、Na₂SO₃混合溶液中HSO₃^-、SO₃^2-物质的量分数随pH变化曲线如图所示(部分)，根据图示，则SO₃^2-的水解平衡常数＝________。

Answer

2ΔH2－ΔH1 0.8 ＜ 减小 SO32-＋H2O⇌HSO3-＋OH－ ＞ 10－6.8

【解析】

（1）根据盖斯定律，由已知热化学方程式乘以适当的系数进行加减，构造目标热化学方程式，反应热也进行相应的计算；

（2）①计算硫化氢物质的量变化量，利用三段式计算平衡时各组分的物质的量，由于容器体积为1L，用物质的量代替浓度代入平衡常数K=计算；

②根据①中的计算数据，可以计算①中平衡时S2（g）的转化率，再根据转化率判断平衡移动方向，升高温度平衡向吸热反应方向移动，据此分析解答；

（3）①Na2SO3水溶液中亚硫酸根水解，使溶液显碱性；根据电荷守恒判断离子浓度关系；

②亚硫酸根离子的水解平衡常数K=，当pH=7.2时，SO32-、HSO3-浓度相等，据此计算。

（1）2H2(g)＋S2(g)⇌2H2S(g) ΔH1 K1 (Ⅰ)

3H2(g)＋SO2(g)⇌2H2O(g)＋H2S(g) ΔH2 K2 (Ⅱ)

根据盖斯定律，由(Ⅱ)×2−(Ⅰ)可得：4H2(g)+2SO2(g)⇌S2(g)+4H2O(g)，故△H=2ΔH2－ΔH1，故答案为：2ΔH2－ΔH1；

（2）①10min时反应达到平衡。测得10min内v(H2S)=0.08mol⋅L−1⋅min−1，故△n(H2S)=0.08mol⋅L−1⋅min−1×10min×1L=0.8mol，则：

2H2(g)+S2(g)⇌2H2S(g)

起始(mol): 1.8 1.2 0

变化(mol): 0.8 0.4 0.8

平衡(mol): 1.0 0.8 0.8

由于容器体积为1L，用物质的量代替浓度计算平衡常数，故平衡常数K==0.8；故答案为：0.8；

②根据①中数据，可知温度为T1时S2的转化率==33.3%＞25%，说明升温平衡逆向移动，故正反应为放热反应，即△H1＜0，平衡常数减小，故答案为：＜；减小；

（3）①溶液中SO32−会发生水解反应，其离子方程式为：SO32-＋H2O⇌HSO3-＋OH－，破坏水的电离平衡，导致溶液显示碱性；根据电荷守恒，溶液中c(H+)+c(Na+)=2c(SO32-)＋c(HSO3-)+c(OH−)，因c(H+)＜c(OH−)，故c(Na+)＞2c(SO32-)＋c(HSO3-)，故答案为：SO32-＋H2O⇌HSO3-＋OH－；＞；

②亚硫酸根离子的水解平衡常数K=，当pH=7.2时，SO32-、HSO3-浓度相等，所以K=c(OH−)==10-6.8，故答案为：10−6.8。