Question

【題目】燃煤及工業(yè)廢氣中的SO2是形成酸雨的主要原因，消除SO2是減少酸雨形成的有效方法。完成下列問題：

（1）已知：4FeS2（s）+11O2（g）═2Fe2O3（s）+8SO2（g）△H＝﹣3412.0kJmol﹣1

Fe2O3（s）+3CO（g）═2Fe（s）+3CO2（g）△H＝﹣25.0 kJmol﹣1

2C（s）+O2（g）═2CO（g）△H＝﹣221.0 kJmol﹣1

則2FeS2（s）+7O2（g）+3C（s）═2Fe（s）+3CO2（g）+4SO2（g）△H＝_____kJmol﹣1。

（2）堿性NaClO2溶液脫硫法

SO2與堿性NaClO2溶液反應的離子方程式為2SO2+ClO2﹣+4OH﹣2SO42﹣+C1﹣+2H2O，已知pc＝﹣lgc（SO2）。在剛性容器中，將含SO2的廢氣通入堿性NaClO2溶液中，測得pc與溫度的關系如圖所示。

由圖分析可知，該脫硫反應是_____反應（填“放熱”或“吸熱”）；若溫度不變，增大壓強，該脫硫反應的平衡常數(shù)K_____（填“增大”、“減小”或“不變”）。

（3）燃料細菌脫硫法

①含FeS2的燃煤可用氧化亞鐵硫桿菌（T．f）、氧化亞鐵微螺菌（L．f）、氧化硫硫桿菌（T．t）進行脫硫，其脫硫過程如圖所示：

已知：脫硫總反應為：FeS2+14Fe3++8H2O═2SO42﹣+15Fe2++16H+，

Ⅰ反應的化學方程式為：FeS2+6Fe3++3H2O═S2O32﹣+7Fe2++6H+；

寫出Ⅱ反應的化學方程式_____。

②在上述脫硫反應中，氧化亞鐵硫桿菌（T．f）與Fe3+的形成過程可視為下圖所示的原電池：

該細胞膜為_____（填“陽離子交換膜”或“陰離子交換膜”）。該電池的正極電極反應式為_____。該方法在高溫下脫硫效率大大降低，原因是_____。

Answer 1

【答案】﹣2062.5 放熱 不變 8Fe3++S2O32﹣+5H2O═2SO42﹣+8Fe2++10H+ 陽離子交換膜 O2+4H++4e﹣＝2H2O 溫度過高蛋白質發(fā)生變性，細菌失去催化能力　。

【解析】

（1）蓋斯定律計算，利用同向相加、異向相減的原則；

（2）由圖分析可知，升溫平衡向吸熱方向移動可知，對于平衡常數(shù)，如果是放熱反應，隨著溫度上升，平衡常數(shù)減��；如果是吸熱反應，隨著溫度上升，平衡常數(shù)上升；溫度不變，K不變；

（3）①觀察圖像可知：反應Ⅱ是Fe3+和S2O32﹣反應生成亞鐵離子和硫酸根離子，利用得失電子數(shù)相等、電荷守恒、原子守恒寫出離子方程式；

②在脫硫反應中，氧化亞鐵硫桿菌（T．f）與Fe3+的形成過程為如圖所示的原電池反應，亞鐵離子被氧化發(fā)生氧化反應在原電池負極反應，正極是氧氣在酸性溶液中生成水，正極消耗氫離子，確定細胞膜為陽離子交換膜；溫度過高蛋白質發(fā)生變性，細菌失去催化能力；

（1）已知：①4FeS2（s）+11O2（g）＝2Fe2O3（s）+8SO2（g）△H＝﹣3412.0kJmol﹣1

②Fe2O3（s）+3CO（g）＝2Fe（s）+3CO2（g）△H＝﹣25.0 kJmol﹣1

③2C（s）+O2（g）＝2CO（g）△H＝﹣221.0 kJmol﹣1

蓋斯定律①×1/2+②+③×3/2計算 2FeS2（s）+7O2（g）+3C（s）＝2Fe（s）+3CO2（g）+4SO2（g）△H＝﹣2062.5KJ/mol；

答案：﹣2062.5。

（2）已知pc＝﹣lgc（SO2），pc與溫度的關系分析，溫度越高Pc越小，則二氧化硫濃度增大，逆反應為吸熱反應，正反應為放熱反應，平衡常數(shù)只隨溫度變化，若溫度不變，增大壓強，該脫硫反應的平衡常數(shù)K不變；

答案：放熱；不變。

（3）①反應Ⅱ是Fe3+和S2O32﹣反應生成亞鐵離子和硫酸根離子，反應的離子方程式：8Fe3++S2O32﹣+5H2O═2SO42﹣+8Fe2++10H+；

答案：8Fe3++S2O32﹣+5H2O═2SO42﹣+8Fe2++10H+。

②脫硫反應中，氧化亞鐵硫桿菌（T．f）與Fe3+的形成過程為如圖所示的原電池反應，亞鐵離子被氧化發(fā)生氧化反應在原電池負極反應，正極是氧氣在酸性溶液中生成水，電極反應：O2+4H++4e﹣＝2H2O，正極消耗氫離子，該細胞膜為陽離子交換膜，該方法在高溫下脫硫效率大大降低，原因是：溫度過高蛋白質發(fā)生變性，細菌失去催化能力；

答案：陽離子交換膜；O2+4H++4e﹣＝2H2O；溫度過高蛋白質發(fā)生變性，細菌失去催化能力。