Question

11．催化氧化法是工业制硫酸的常用方法，将SO₂转化为SO₃是其中的关键步骤．
（1）已知25℃、101kPa时：
2SO₂（g）+O₂（g）+2H₂O（g）═2H₂SO₄（l）△H₁=-544kJ/mol
H₂O（g）═H₂O（l）△H₂=-44kJ/mol
SO₃（g）+H₂O（l）═H₂SO₄（l）△H₃=-130kJ/mol
则2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）△H=-196KJ/mol
（2）下列关于反应2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）的说法正确是BD
A．升温可以加快合成SO₃的速率同时提高SO₂的转化率
B．寻找常温下的合适催化剂是未来研究的方向
C．该反应在任何条件下都能自发进行
D．当2ν（O_2生成）=ν（SO_2消耗）时，说明反应达到平衡状态
（3）t℃时，在100L容积固定的密闭容器中加入4.0mol SO₂（g）和2.0mol O₂（g），发生反应2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g），平衡时压强为初始压强的$\frac{5}{6}$倍，该温度下平衡常数K=100L/mol．
①若温度不变，再加入1.0mol O₂后重新达到平衡，则O₂的转化率减小（填“增大”、“不变”或“减小”），SO₃的体积分数减小（填“增大”、“不变”或“减小”）．
②若温度不变，将容器容积从100L缩小到50L时，则平衡向正（填“正”或“逆”）反应方向移动请结合化学平衡常数来说明平衡移动的原因，要求写出推导过程当恒温下，容器容积从100L缩小到50L时，Qc=$\frac{{c}^{2}（S{O}_{3}）}{{c}^{2}（S{O}_{2}）c（{O}_{2}）}$=$\frac{（\frac{2}{50}）^{2}}{（\frac{2}{50}）^{2}×\frac{1}{50}}$=50＜K，所以反应将正向移动达到平衡．
（4）下列关于2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）反应的图象中，可能正确的是ACD（填序号）．
（5）SO₂的尾气处理常用亚硫酸钠吸收法，常温下当吸收至NaHSO₃时，吸收液中相关离子浓度关系一定正确的是AB
A．c（Na⁺）+c（H⁺）＞c（SO₃^2-）+c（HSO₃^-）+c （OH^-）   
B．c（H⁺）+c （H₂SO₃）=c （SO₃^2-）+c （OH^-）
C．c（Na⁺）＞c （HSO₃^-）＞c（SO₃^2-）＞c（H⁺）        
D．水电离的c（H⁺）＞1×10^-7mol•L^-1．

Answer 1

分析 （1）依据热化学方程式和盖斯定律计算所需热化学方程式，依据盖斯定律①+②×2-2×③计算得到；
（2）反应是气体体积减小的放热反应，结合化学平衡移动原理分析判断选项；
（3）平衡常数等于生成物平衡浓度幂次方乘积除以反应物平衡浓度幂次方乘积，气体压强之比等于气体物质的量之比，结合化学平衡三段式列式计算；
①若温度不变，再加入1.0molO₂，平衡向正反应移动，重新达到平衡，二氧化硫的转化率增大，三氧化硫含量减小；
②当恒温下，容器容积从100L缩小到50L时，压强增大，平衡正向进行，计算此时浓度商和平衡常数比较判断反应进行的方向；
（4）A、先拐先平压强大，平衡正向进行，三氧化硫体积分数增大；
B、温度升高正逆反应速率增大，反应是放热反应，升温平衡逆向进行，逆反应速率增大的多；
C、随温度升高，反应正向进行达到平衡状态，继续升温平衡逆向进行，三氧化硫体积分数减小；
D、图象分析可知，正反应速率减小后，增大比原来的正反应速率大，增大三氧化硫浓度，同时减少二氧化硫浓度，平衡逆向进行；
（5）A．根据电荷守恒判断；
B．根据物料守恒判断；
C．NaHSO₃溶液中HSO₃^-的电离程度大于其水解程度；
D．水电离出氢离子浓度等于溶液中氢氧根离子浓度，由于NaHSO₃溶液的pH未知，不能计算水电离出氢离子浓度．

解答 解：（1）①2SO₂（g）+O₂（g）+2H₂O（g）═2H₂SO₄（l）△H₁=-544kJ/mol
②H₂O（g）═H₂O（l）△H₂=-44kJ/mol
③SO₃（g）+H₂O（l）═H₂SO₄（l）△H₃=-130kJ/mol
依据盖斯定律①+②×2-2×③得到：2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）△H=-196KJ/mol，
故答案为：-196KJ/mol；
（2）2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g），反应是气体体积减小的放热反应，
A．升温平衡逆向进行，可以加快合成SO₃的速率，但不能提高SO₂的转化率，故A错误；
B．催化剂能加快反应速率，不改变化学平衡，寻找常温下的合适催化剂减少能源利用是未来研究的方向，故B正确；
C．该反应在任何条件下都能自发进行，反应焓变△H＜0，△S＜0，低温下自发进行，高温可能存在△H-T△S＞0，故C错误；
D．反应速率之比等于化学方程式计量数之比，当2ν（O_2生成）=ν（SO_2消耗）时，说明二氧化硫的正逆反应速率相同，说明反应达到平衡状态，故D正确；
故答案为：BD；
（3）t℃时，在100L容积固定的密闭容器中加入4.0mol SO₂（g）和2.0mol O₂（g），发生反应2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g），设反应的氧气物质的量为x，
               2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g），
起始量（mol）   4        2       0
变化量（mol）   2x       x      2x
平衡量（mol）  4-2x     2-x      2x
平衡时压强为初始压强的$\frac{5}{6}$倍，
4-2x+2-x+2x=$\frac{5}{6}$×（4+2）
x=1
平衡常数K=$\frac{（\frac{2}{100}）^{2}}{（\frac{2}{100}）^{2}×\frac{1}{100}}$=100L/mol，
故答案为：100L/mol；
①两种物质，增加其中一种，会提高另一种的转化率，若温度不变，再加入1.0mol O₂后重新达到平衡，则O₂的转化率减小，氧气的量增多，转化的小于加入的物质的量，SO₃的体积分数反而减小，故答案为：减小；减小；
②当恒温下，容器容积从100L缩小到50L时，压强增大，平衡正向进行，此时浓度商Qc=$\frac{{c}^{2}（S{O}_{3}）}{{c}^{2}（S{O}_{2}）c（{O}_{2}）}$=$\frac{（\frac{2}{50}）^{2}}{（\frac{2}{50}）^{2}×\frac{1}{50}}$=50＜K，所以反应将正向移动达到平衡
故答案为：正；当恒温下，容器容积从100L缩小到50 L时，Qc=$\frac{{c}^{2}（S{O}_{3}）}{{c}^{2}（S{O}_{2}）c（{O}_{2}）}$=$\frac{（\frac{2}{50}）^{2}}{（\frac{2}{50}）^{2}×\frac{1}{50}}$=50＜K，所以反应将正向移动达到平衡；
（4）A、先拐先平压强大，平衡正向进行，三氧化硫体积分数增大，图象符合化学平衡移动原理，故A正确；
B、温度升高正逆反应速率增大，反应是放热反应，升温平衡逆向进行，逆反应速率增大的多，图象中反应速率变化不符合化学平衡移动原理，故B错误；
C、随温度升高，反应正向进行达到平衡状态，继续升温平衡逆向进行，三氧化硫体积分数减小，图象变化符合反应进行过程和平衡移动原理，故C正确；
D、图象分析可知，正反应速率减小后，增大比原来的正反应速率大，增大三氧化硫浓度，同时减少二氧化硫浓度，平衡逆向进行，图象变化符合化学平衡的移动原理和变化，故D正确；
故答案为：ACD；
（5）A．根据电荷守恒：c（Na⁺）+c（H⁺）=2c（SO₃^2-）+c（HSO₃^-）+c（OH^-），故溶液中c（Na⁺）+c（H⁺）＞c（SO₃^2-）+c（HSO₃^-）+c（OH^-），故A正确；
B．溶液中S元素以SO₃^2-、HSO₃^-、H₂SO₃形式存在，Na元素与硫元素物质的量之比为1：1，故溶液中c（Na⁺）=c（SO₃^2-）+c（HSO₃^-）+c（H₂SO₃），电荷守恒为：c（Na⁺）+c（H⁺）=2c（SO₃^2-）+c（HSO₃^-）+c（OH^-），合并得到c（H⁺）+c （H₂SO₃）=c （SO₃^2-）+c （OH^-），故B正确；
C．NaHSO₃溶液中HSO₃^-的电离程度大于其水解程度，故溶液中c（Na⁺）＞c（HSO₃^-）＞c（H⁺）＞c（SO₃^2-），故C错误；
D．水电离出氢离子浓度等于溶液中氢氧根离子浓度，由于NaHSO₃溶液的pH未知，不能计算水电离出氢离子浓度，故D错误，
故答案为：AB．

点评 本题考查了热化学方程式书写和盖斯定律的计算应用，化学平衡移动原理应用和平衡影响因素的分析判断，平衡常数概念计算分析，掌握基础是关键，题目难度中等．