Question

【題目】H2S在金屬離子的鑒定分析、煤化工等領域都有重要應用。請回答：

I.工業上一種制備H2S的方法是在催化劑、高溫條件下，用天然氣與SO2反應，同時生成兩種能參與大氣循環的氧化物。

(1)該反應的化學方程式為________________________。

II.H2S可用于檢測和沉淀金屬陽離子。

(2)H2S的第一步電離方程式為____________。

(3)己知：25℃時，Ksp(SnS)=1.0×10-25，Ksp(CdS)=8.0×10-27，該溫度下，向濃度均為0.1 mol·L-1的CdCl2和SnCl2的混合溶液中通人H2S，當Sn2+開始沉淀時，溶液中c(Cd2+)=_________(溶液體積變化忽略不計）。

Ⅲ.H2S是煤化工原料氣脫硫過程的重要中間體。反應原理為

ⅰ.COS(g)+H2(g)H2S(g)+CO(g) △H=+7 kJ·mol-1；

ⅱ.CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g) △H =-42 kJ·mol-1 ；

(4)己知：斷裂1 mol分子中的化學鍵所需吸收的能量如下表所示。

分子	COS(g)	H2(g)	CO(g)	H2S(g)	H2O(g)	CO2(g)
能量/ kJ·mol-1	1319	442	x	678	-930	1606

表中x=___________。

(5)向10 L容積不變的密閉容器中充入1 mol COS(g)、1 mol H2(g)和1 mol H2O(g),進行上述兩個反應。其他條件不變時，體系內CO的平衡體積分數與溫度（T)的關系如圖所示。

①隨著溫度升高,CO的平衡體積分數____________(填“增大”或“減小”），原因為_______________。

②T1℃時，測得平衡時體系中COS的物質的量為0.80 mol。則該溫度下,COS的平衡轉化率為_________；反應i的平衡常數為____________(保留兩位有效數字)。

Answer 1

【答案】 4SO2+3CH4 4H2S+3CO2+2H2O H2SH ++HS- 8.0×10-3mol·L-1 1076 增大 反應I為吸熱反應，升高溫度，平衡正向移動，CO的平衡體積分數增大；反應II為放熱反應，升高溫度，平衡逆向移動，CO的平衡體積分數也增大。 20% 0.044

【解析】I．(1) 天然氣與SO2反應，可制備H2S，同時生成兩種能參與大氣循環的氧化物應為H2O和CO2，則該反應的化學方程式為4SO2+3CH4 4H2S+3CO2+2H2O；

II．(2) H2S是二元弱酸，在溶液中分步電離，第一步電離方程式為H2SH ++HS- ；

(3) 當Sn2+開始沉淀時，根據Ksp(SnS)=c(Sn2+)×c(S2-)=1.0×10-25，可知此時溶液中c(S2-)=1.0×10-25÷0.1=1.0×10-24mol·L-1，則溶液中c(Cd2+)=Ksp(CdS)÷c(S2-)=8.0×10-27÷1.0×10-24mol·L-1=8.0×10-3mol·L-1 ；

Ⅲ．(4)已知CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g) △H =-42 kJ·mol-1，則△H=(xkJ·mol-1+930kJ·mol-1)-(1606 kJ·mol-1+442 kJ·mol-1)=-42 kJ·mol-1，解得x=1076 kJ·mol-1；

(5)①由圖示可知隨著溫度升高，CO的平衡體積分數增大，原因為反應I為吸熱反應，升高溫度，平衡正向移動，CO的平衡體積分數增大；反應II為放熱反應，升高溫度，平衡逆向移動，CO的平衡體積分數也增大。；

②平衡時COS的轉化率為×100%=20%；

COS(g)+H2(g)H2S(g)+CO(g)

起始物質的量(mol) 1 1 0 0

變化物質的量(mol ) 0.2 0.2 0.2 0.2

平衡物質的量(mol) 0.8 0.8 0.2 0.2

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

起始物質的量(mol) 0.2 1 0 0.8

變化物質的量(mol ) x x x x

平衡物質的量(mol) 0.2-x 1-x x 0.8+x

此時CO的體積分數為5%，即0.2-x=3×5%，解得x=0.05，則平衡時COS的物質的量為0.8mol，H2的物質的量為0.85mol，CO的物質的量為0.15mol，H2S的物質的量為0.2mol，則T1℃時，反應i的平衡常數為==0.044。