Question

8．化學(xué)反應(yīng)原理在科研和生產(chǎn)中有廣泛應(yīng)用．
（1）工業(yè)上制取Ti的步驟之一是：在高溫時，將金紅石（TiO₂）、炭粉混合并通人Cl₂先制得TiCl₄和一種可燃性氣體，已知：
①TiO₂ （s）+2Cl₂（g）=TiCl₄（1）+O₂（g）；△H=-410.0kJ•mol^-1
②CO（g）=C（s）+$\frac{1}{2}$O₂（g）；△H=+110.5kJ•mol^-1
則上述反應(yīng)的熱化學(xué)方程式是TiO₂（s）+2C（s）+2Cl₂（g）$\frac{\underline{\;高溫\;}}{\;}$ TiCl₄（l）+2CO（g）△H=-631kJ/mol．
（2）利用“化學(xué)蒸氣轉(zhuǎn)移法”制備二硫化鉭（TaS₂）晶體，發(fā)生如下反應(yīng)：
TaS₂（s）+2I₂（g）?TaI₄（g）+S₂（g）△H₁＞0  （Ⅰ）；若反應(yīng)（Ⅰ）的平衡常數(shù)K=1，向某恒容且體積為15ml的密閉容器中加入1mol I₂ （g）和足量TaS₂（s），I₂ （g）的平衡轉(zhuǎn)化率為66.7%．
如圖1所示，反應(yīng)（Ⅰ）在石英真空管中進行，先在溫度為T₂的一端放入未提純的TaS₂粉末和少量I₂ （g），一段時間后，在溫度為T₁的一端得到了純凈TaS₂晶體，則溫度T₁＜T₂（填“＞”“＜”或“=”）．上述反應(yīng)體系中循環(huán)使用的物質(zhì)是I₂．
（3）利用H₂S廢氣制取氫氣的方法有多種．
①高溫?zé)岱纸夥ǎ?br />已知：H₂S（g）?H₂（g）+$\frac{1}{2}$S₂（g）；△H₂；在恒容密閉容器中，控制不同溫度進行H₂S分解實驗．以H₂S起始濃度均為c mol•L^-1測定H₂S的轉(zhuǎn)化率，結(jié)果如圖2．圖中a為H₂S的平衡轉(zhuǎn)化率與溫度關(guān)系曲線，b曲線表示不同溫度下反應(yīng)經(jīng)過相同時間且未達(dá)到化學(xué)平衡時H₂S的轉(zhuǎn)化率．△H₂＞0（填＞，=或＜）；說明隨溫度的升高，曲線b向曲線a逼近的原因：溫度升高，反應(yīng)速率加快，達(dá)到平衡所需的進間縮短．

②電化學(xué)法：
該法制氫過程的示意圖如圖3．反應(yīng)后的溶液進入電解池，電解總反應(yīng)的離子方程式為2Fe²⁺+2H⁺ $\frac{\underline{\;通電\;}}{\;}$2Fe³⁺+H₂↑．

Answer 1

分析 （1）在高溫時，將金紅石（TiO₂）、炭粉混合并通人Cl₂先制得TiCl₄和一種可燃性氣體，是金紅石（TiO₂）、炭粉混和通人Cl₂發(fā)生反應(yīng)生成TiCl₄和一種可燃性氣體為CO，利用蓋斯定律，將熱化學(xué)方程式進行運算得到所需熱化學(xué)方程式；
（2）K=1，設(shè) I₂的平衡轉(zhuǎn)化率為x，則參加反應(yīng)的為xmol，平衡時生成TaI₄和S₂各0.5xmol，剩余I₂為（1-x）mol，平衡常數(shù)計算式可知平衡濃度可以利用物質(zhì)的量代替直接計算平衡常數(shù)，所以帶入K值可以得出轉(zhuǎn)化率x；
通過題意可知溫度T₂端利于反應(yīng)正向進行，為高溫，溫度T₁端利于反應(yīng)向左進行，為低溫，所以T₁＜T₂；
（3）①由圖象隨著溫度升高，H₂S的轉(zhuǎn)化率也隨之增大，所以升高溫度平衡向正反應(yīng)方向移動，所以△H₄＞0；溫度的升高，曲線b向曲線a逼近，反應(yīng)速率加快；
②電解池中亞鐵離子失去電子，氫離子得到電子，反應(yīng)生成鐵離子和氫氣，以此來解答．

解答 解：（1）①TiO₂ （s）+2Cl₂（g）═TiCl₄（1）+O₂（g）；△H=-410.0kJ•mol^-1
②CO（g）═C（s）+$\frac{1}{2}$O₂（g）；△H=+110.5kJ•mol^-1
依據(jù)蓋斯定律內(nèi)容用上述熱化學(xué)方程式計算，①-②×2得到則上述反應(yīng)的熱化學(xué)方程式是：TiO₂（s）+2C（s）+2Cl₂（g）$\frac{\underline{\;高溫\;}}{\;}$TiCl₄（l）+2CO（g）△H=-631kJ/mol，
故答案為：TiO₂（s）+2C（s）+2Cl₂（g）$\frac{\underline{\;高溫\;}}{\;}$TiCl₄（l）+2CO（g）△H=-631kJ/mol；
（2）K=1，設(shè) I₂的平衡轉(zhuǎn)化率為x，則參加反應(yīng)的I₂為xmol，
TaS₂（s）+2I₂（g）═TaI₄（g）+S₂（g）△H₁＞0
起始量（mol） 1 0 0
變化量（mol） x 0.5x 0.5x
平衡量（mol） 1-x 0.5x 0.5x
平衡時生成TaI₄和S₂各0.5xmol，剩余I₂為（1-x）mol，體積為15ml，結(jié)合平衡常數(shù)計算式可知，平衡濃度可以用物質(zhì)的量代替來計算平衡常數(shù)，則根據(jù)K=$\frac{[Ta{I}_{4}][{S}_{2}]}{[{I}_{2}]^{2}}$=$\frac{0.5x×0.5x}{（1-x）^{2}}$=1，
解之得：x=66.7%，
由所給方程式可知該反應(yīng)為吸熱反應(yīng)，通過題意可知溫度T₂端利于反應(yīng)正向進行，為高溫，溫度T₁端利于反應(yīng)向左進行，為低溫，所以T₁＜T₂，其中I₂是可以循環(huán)使用的物質(zhì)，
故答案為：66.7%；＜；I₂；
（3）①以H₂S起始濃度均為cmol•L^-1測定H₂S的轉(zhuǎn)化率，由圖象隨著溫度升高，H₂S的轉(zhuǎn)化率也隨之增大，所以升高溫度平衡向正反應(yīng)方向移動，所以△H₄＞0；溫度的升高，曲線b向曲線a逼近，反應(yīng)速率加快，達(dá)到平衡時的時間縮短，
故答案為：＞；溫度升高，反應(yīng)速率加快，達(dá)到平衡所需的進間縮短；
②電解池中亞鐵離子失去電子生成鐵離子，氫離子得到電子生成氫氣，電解總反應(yīng)的離子方程式為2Fe²⁺+2H⁺ $\frac{\underline{\;通電\;}}{\;}$2Fe³⁺+H₂↑，
故答案為：2Fe²⁺+2H⁺ $\frac{\underline{\;通電\;}}{\;}$2Fe³⁺+H₂↑．

點評 本題主要考查了蓋斯定律及其以硫化氫為載體考查物質(zhì)的性質(zhì)、影響反應(yīng)速率的因素、化學(xué)平衡、電化學(xué)等，題目綜合性強，難度較大，注重了高考常考考點的考查，注意知識的遷移應(yīng)用和信息的處理．