Question

【題目】H2S 和SO2 會對環(huán)境和人體健康帶來極大的危害，工業(yè)上采取多種方法來減少這些有害氣體的排放。

I.H2S 的除去

方法1: 生物脫H2S，反應的原理為H2S + Fe2(SO4)3==S↓+2FeSO4+H2SO4、4FeSO4+O2+2H2SO42Fe2(SO4)3 +2H2O。

（1）硫桿菌存在時，FeSO4被氧化的速率是無菌時的5×105 倍，該菌的作用是______。

（2）由圖1和圖2 判斷，使用硫桿菌的最佳條件為_________。若反應溫度過高，反應速率下降，其原因是______________。

方法2: 在一定條件下，用H2O2 氧化H2S

（3）隨著參加反應的n(H2O2)/n(H2S) 變化，氧化產(chǎn)物不同。當n(H2O2)/n(H2S)=4時，氧化產(chǎn)物 的分子式為________。

II.SO2 的除去

方法1( 雙堿法): 用NaOH 吸收SO2 ，并用CaO 使NaOH 再生:NaOH 溶液 Na2SO3

（4）寫出過程①的離子方程式:_________________。

（5）CaO 在水中存在如下轉化:CaO(s)+H2O(1)= Ca(OH)2(s)Ca2+(aq) +2OH- (aq)。從平衡移動的角度，簡述過程②NaOH再生的原理:_______________。

方法2:用氨水除去SO2

（6）已知25℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10-5，H2SO3的Ka1=1.3×10-2，Ka2=6.2×10-8。若氨水的濃度為2.0mol/L，溶液中的c(OH-)=________。將SO2 通入該氨水中，當c(OH-)降至1.0×10-7mol/L時，溶液中的c (SO32-)/c(HSO3-) =_________。

Answer 1

【答案】 催化作用(或作催化劑) 30℃、pH=2.0 硫桿菌失去活性(或蛋白質變性) H2SO4 2OH-+SO2=SO32-+H2O SO32-與Ca2+生成CaSO3沉淀，平衡向正向移動，有NaOH生成 6.0×10-3mol·L-1 0.62

【解析】試題分析：本題考查外界條件對化學反應速率和化學平衡的影響，化學圖像的分析，得失電子守恒的應用，電離平衡常數(shù)的計算。

I（1）硫桿菌存在時，FeSO4被氧化的速率是無菌時的5×105倍，硫桿菌能明顯加快反應速率，硫桿菌的作用是作催化劑。

（2）由圖1知使用硫桿菌的最佳溫度為30℃，由圖2知使用硫桿菌的最佳pH為2.0，使用硫桿菌的最佳條件為30℃、pH=2.0。若溫度過高，硫桿菌受熱發(fā)生變性失去活性，反應速率下降。

（3）在反應中H2O2作氧化劑被還原成H2O，1molH2O2反應得到2mol電子，當n(H2O2)/n(H2S)=4時，根據(jù)得失電子守恒，4molH2O2反應得到8mol電子，1molH2S氧化失去8mol電子，則氧化產(chǎn)物為H2SO4（反應的化學方程式為4H2O2+H2S=H2SO4+4H2O）。

II（4）過程①為用NaOH溶液吸收SO2生成Na2SO3，反應的化學方程式為：SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O，反應的離子方程式為：SO2+2OH-=SO32-+H2O。

（5）向Na2SO3溶液中加入生石灰，生石灰與水作用產(chǎn)生Ca2+，SO32-與Ca2+生成CaSO3沉淀，平衡向正向移動，有NaOH生成。

（6）氨水中存在電離平衡：NH3·H2ONH4++OH-，溶液中c（NH4+）=c（OH-），由于NH3·H2O的電離程度很小，c（NH3·H2O）=2.0mol/L-c（NH4+）2.0mol/L，NH3·H2O的Kb=1.810-5=[c（NH4+）·c（OH-）]/ c（NH3·H2O）= c2（OH-）/2.0，c（OH-）=610-3mol/L。25℃時c（OH-）=110-7mol/L的溶液中c（H+）=110-7mol/L ，H2SO3的Ka2=[c（H+）·c（SO32-）]/c（HSO3-），則c(SO32-)/c(HSO3-)= Ka2/ c（H+）=6.210-8（110-7）=0.62。