Question

（14分）硫化物在自然界中的部分循環關系如下。

（1）H2S在空氣中可以燃燒。

已知： 2H2S(g) + O2(g) 2S(s) + 2H2O(g) ΔH= －442.38 kJ/mol ①

S(s) + O2(g) SO2(g) ΔH= －297.04 kJ/mol ②

H2S(g)與O2(g)反應產生SO2(g)和H2O(g)的熱化學方程式是 。

（2）SO2是大氣污染物，海水具有良好的吸收SO2的能力，其過程如下。

① SO2溶于海水生成H2SO3，H2SO3最終會電離出SO32—，其電離方程式是 。

② SO32—可以被海水中的溶解氧氧化為SO42—。海水的pH會 （填“升高” 、“不變”或“降低”）。

③ 為調整海水的pH，可加入新鮮的海水，使其中的HCO3—參與反應，其反應的離子方程式是 。

④ 在上述反應的同時需要大量鼓入空氣，其原因是 。

（3）自然界地表層原生銅的硫化物經氧化、淋濾作用后變成CuSO4溶液，向地下深層滲透，遇到難溶的ZnS，慢慢轉變為銅藍（CuS），用化學用語表示由ZnS轉變為CuS的過程： 。

（4）SO2和O2在H2SO4溶液中可以構成原電池，其負極反應式是 。

 

Answer 1

（14分，每空2分）

（1）2H2S(g)+3O2(g) 2SO2(g)+2H2O(g) ΔH= －1036.46 kJ/mol （方程式和計算各1分）

（2）① H2SO3HSO3—+ H+ HSO3— SO3 2—+ H+ （每個1分）

② 降低

③ HCO3 —+ H+ CO2 ↑+ H2O（物質1分，配平1分）

④提高脫硫海水的溶解氧，將SO32-氧化成為SO42-，有利于平衡H2SO3HSO3—+ H+ HSO3— SO3 2—+ H+ 正向移動（1分），提高二氧化硫的轉化率，同時起到加快反應速率的作用（1分）。

（3）

（4）負極：SO2 - 2e—+ 2H2O SO4 2—+ 4H+（物質1分，配平1分）

【解析】

試題分析：（1）根據蓋斯定律得目標方程式=①+2×②，所以H2S(g)與O2(g)反應產生SO2(g)和H2O(g)的熱化學方程式是2H2S(g)+3O2(g) 2SO2(g)+2H2O(g) ΔH= －1036.46 kJ/mol

（2）①亞硫酸是弱酸，分步電離得SO3 2—，電離方程式是H2SO3HSO3—+ H+ HSO3— SO3 2—+ H+

②SO32—可以被海水中的溶解氧氧化為SO42—，硫酸是強酸，溶液中的氫離子濃度增大，pH降低；

③新鮮的海水顯酸性，與HCO3—反應生成二氧化碳和水，離子方程式為HCO3 —+ H+ CO2 ↑+ H2O

④海水具有良好的吸收SO2的能力，大量鼓入空氣，可以提高海水中的含氧量，將SO32-氧化成為SO42-，有利于平衡H2SO3HSO3—+ H+ HSO3— SO3 2—+ H+ 正向移動，提高二氧化硫的轉化率，同時起到加快反應速率的作用；

（3）CuS比ZnS更難溶，硫化鋅存在ZnS(s) Zn2+(aq)+S2－(aq)平衡，當遇到硫酸銅溶液時，S2－與Cu2+結合生成CuS沉淀，使溶解平衡正向移動，最終ZnS全部轉化為CuS，用化學用語表示為

（4）負極發生氧化反應，元素化合價升高，所以是二氧化硫在負極發生反應，生成硫酸根離子，電極反應式為SO2 - 2e—+ 2H2O SO4 2—+ 4H+

考點：考查蓋斯定律的應用，電離方程式的書寫，溶解平衡的移動，電化學原理的應用