Question

6．（1）硫酸生產過程中涉及以下反應．已知25℃、l0l kPa時：
2SO₂（g）+O₂（g）+2H₂O（l）═2H₂SO₄（l）△H=-457kJ•mol^-1
SO₃（g）+H₂O（l）═H₂SO₄（l）△H=-130kJ•mol^-1
則SO₂催化氧化反應中，每生成l mol SO₃（g）的焓變?yōu)?98.5kJ•mol^-1
①甲圖是SO₂催化氧化反應時SO₂（g）和SO₃（g）的濃度隨時間的變化情況．反應從開始到達到平衡時，用O₂表示的平均反應速率為0.0375mol/（L．min）．

②在一容積可變的容器中充入20molSO₂（g）和l0molO₂（g），O₂的平衡轉化率隨溫度（T）、壓強（P）的變化如圖乙所示．則P₁與P₂的大小關系是P₁＜ P₂（填＞、=或＜）；A、B、C三點的平衡常數(shù)大小關系是K_A=K_B＞K_C（用K_A、K_B、K_C和＞、=、＜表示）．
（2）為研究SO₂催化氧化時溫度對SO₂平衡轉化率的影響，進行如下試驗．取100L原料氣（體積分數(shù)為SO₂7%、O₂ 11%、N₂82%）使之發(fā)生反應，在10l kPa下達平衡，得以下數(shù)據(jù)：

溫度/℃	500	525	550	575	600
平衡轉化率/%	93.5	90.5	85.6	80.0	73.7

根據(jù)上述數(shù)據(jù)，575℃達平衡時，SO₃的體積分數(shù)為5.8%（保留一位小數(shù)）．
（3）①如果相同物質的量的SO₂與NH₃溶于水，發(fā)生反應的離子方程式為SO₂+NH₃+H₂O=NH₄⁺+HSO₃^-，所得溶液中c（H⁺）-c（OH^-）=cd（填序號）．
a．c（SO₃^2-）-c（H₂SO₃）                b．c（HSO₃^-）+c（SO₃^2-）-c（NH₄⁺）
c．c（SO₃^2-）+c（NH₃•H₂O）-c（H₂SO₃）    d．c（HSO₃^-）+2c（SO₃^2-）-c（NH₄⁺）
②工業(yè)上用足量氨水吸收硫酸工業(yè)廢氣，吸收SO₂后的堿性溶液還可用于Cl₂的尾氣處理，吸收Cl₂后的溶液一定存在的陰離子有OH^-和Cl^-、SO₄^2-．

Answer 1

分析 （1）已知：①．2SO₂（g）+O₂（g）+2H₂O（l）═2H₂SO₄（l）△H=-457kJ•mol^-1
②．SO₃（g）+H₂O（l）═H₂SO₄（l）△H=-130kJ•mol^-1
根據(jù)蓋斯定律，①-2×②可得：2SO₂（g）+O₂（g）═2SO₃（g）△H=-197kJ•mol^-1，進而計算每生成l mol SO₃（g）的焓變；
①根據(jù)v=$\frac{△c}{△t}$ 計算v（SO₃），再利用速率之比等于化學計量數(shù)之比計算v（O₂）；
②正反應為氣體體積減小的反應，增大壓強，平衡向正反應方向移動，氧氣的轉化率增大；
平衡常數(shù)只受溫度影響，與壓強無關，正反應為放熱反應，升高溫度，平衡向逆反應方向移動，平衡常數(shù)減��；
（2）結合二氧化硫的轉化率計算平衡時各組分的體積，進而計算SO₃的體積分數(shù)；
（3）①同物質的量的SO₂與NH₃溶于水，發(fā)生反應生成亞硫酸氫銨；
根據(jù)電荷守恒，可知：c（H⁺）+c（NH₄⁺）=c（HSO₃^-）+2c（SO₃^2-）+c（OH^-），溶液中氫離子源于水電離、HSO₃^-的水解、NH₄⁺的水解，氫氧根離子源于水的電離、HSO₃^-的水解，由水電離得到的c_水（H⁺）與c_水（OH^-）相等，據(jù)此判斷；
②吸收Cl₂后的溶液仍呈強堿性，說明有大量OH^-，氯氣能將亞硫酸根氧化為硫酸根，自身被還原為氯離子．

解答 解：（1）已知：①．2SO₂（g）+O₂（g）+2H₂O（l）═2H₂SO₄（l）△H=-457kJ•mol^-1
②．SO₃（g）+H₂O（l）═H₂SO₄（l）△H=-130kJ•mol^-1
根據(jù)蓋斯定律，①-2×②可得：2SO₂（g）+O₂（g）═2SO₃（g）△H=-197kJ•mol^-1，故每生成l mol SO₃（g）的△H=（-197kJ•mol^-1）×$\frac{1}{2}$=-98.5kJ•mol^-1，
故答案為：-98.5；
①v（SO₃）=$\frac{0.75mol/L}{10min}$=0.075mol/（L．min），速率之比等于化學計量數(shù)之比，則v（O₂）=$\frac{1}{2}$v（SO₃）=$\frac{1}{2}$×0.075mol/（L．min）=0.0375mol/（L．min），
故答案為：0.0375mol/（L．min）；
②正反應為氣體體積減小的反應，增大壓強，平衡向正反應方向移動，氧氣的轉化率增大，故壓強P₁＜P₂；
平衡常數(shù)只受溫度影響，與壓強無關，正反應為放熱反應，升高溫度，平衡向逆反應方向移動，平衡常數(shù)減小，故平衡常數(shù)：K_A=K_B＞K_C，
故答案為：＜；K_A=K_B＞K_C；
（2）參加反應二氧化硫為：100L×7%×80%=5.6L，
         2SO₂（g）+O₂（g）═2SO₃（g）
開始（L）：7        11       0
轉化（L）：5.6       2.8      5.6
平衡（L）：1.4       8.2      5.6
故平衡時SO₃的體積分數(shù)為 $\frac{5.6L}{1.4L+8.2L+5.6L+100L×82%}$×100%≈5.8%，
故答案為：5.8；
（3）①同物質的量的SO₂與NH₃溶于水，發(fā)生反應生成亞硫酸氫銨，反應離子方程式為：SO₂+NH₃+H₂O=NH₄⁺+HSO₃^-；
根據(jù)電荷守恒，可知：c（H⁺）+c（NH₄⁺）=c（HSO₃^-）+2c（SO₃^2-）+c（OH^-），則c（H⁺）-c（OH^-）=c（HSO₃^-）+2c（SO₃^2-）-c（NH₄⁺）
溶液中氫離子源于水電離、HSO₃^-的水解、NH₄⁺的水解，氫氧根離子源于水的電離、HSO₃^-的水解，由水電離得到的c_水（H⁺）與c_水（OH^-）相等，則c（H⁺）-c（OH^-）=[c（SO₃^2-）+c（NH₃•H₂O）+c_水（H⁺）]-[c（H₂SO₃）+c_水（OH^-）]=c（SO₃^2-）+c（NH₃•H₂O）-c（H₂SO₃），故cd正確，
故答案為：SO₂+NH₃+H₂O=NH₄⁺+HSO₃^-；cd；
②吸收Cl₂后的溶液仍呈強堿性，說明有大量OH^-，氯氣能將亞硫酸根氧化為硫酸根，自身被還原為氯離子，則吸收Cl₂后的溶液中一定存在的陰離子有OH^-和Cl^-、SO₄^2-，
故答案為：Cl^-、SO₄^2-．

點評 本題反應熱有關計算、反應速率計算、化學平衡計算、化學平衡圖象、離子濃度大小比較等，屬于拼合型題目，（4）中離子濃度判斷為易錯點、難點，注意利用電荷守恒、電離與水解進行分析解答，題目難度中等．