Question

工業制硫酸時，利用催化氧化反應將是一個關鍵的步驟。
（1）某溫度下，。開始時在100L的密閉容器中加入4.0molSO₂(g)和10.0molO₂，當反應達到平衡時共放出熱量196kJ，該溫度下平衡常數K=____________。
（2）一定條件下，向一帶活塞的密閉容器中充入2molmol,發生反應:,達平衡后改變下述條件，氣體平衡濃度都比原來增大的是____________(填字母)。

A．保持溫度和容器體積不變，充入2mol

B．保持溫度和容器體積不變，充入2molN2

C．保持溫度和容器內壓強不變，充入1mol

D．移動活塞壓縮氣體

E．升高溫度
（3）下列關于反應的圖像中，不正確的是_________。

（4）同學們學習了電化學知識后大家提出，可以用電解的方法來生產硫酸，可避免產生酸雨，污染環境。于是大家設計了一個以鉑為電極，兩極分別通入SO₂和空氣，酸性電解液來實現電解生產硫酸。
①陽極的電極反應為______________________________。
②若電解液為2L0.025mol的硫酸溶液，當電解過程共轉移了0.1mol電子時，理論上消耗SO₂的體積為（標準狀況）為_________，此溶液的pH="__________" (忽略溶液體積變化)。
③設計此實驗的想法得到了老師的充分肯定，但與工業上生產硫酸相比還是有很多不足，請對此實驗進行合理的評價____________________________（寫出一點即可）。

Answer 1

（每空2分）
（1）10/3或3.33
（2）A、D
（3）C
（4）2SO₂ – 4e? + 4H₂O = 2SO₄²? +8H⁺   1.12L     1
耗費大量的電能，不經濟；產率低，不能大規模生產

試題分析： （1）轉化的SO₂為：196kJ÷98kJ?mol?¹=2mol,根據三行式計算：
SO₂  + O₂  SO₃
初始濃度（mol?L?¹）  0.04     0.1        0
轉化濃度（mol?L?¹）  0.02   0.01       0.02
平衡濃度（mol?L?¹）  0.02     0.09       0.02
可得平衡常數K=0.02÷（0.02×=10/3
（2）A、增加SO3，平衡逆向移動，三者濃度都增大；B、N₂與反應無關，三者濃度都不變；C、保持壓強不變，充入SO₃，根據等效平衡原理，三者濃度不變；D、加壓后各物質的濃度都大于原平衡；E、升高溫度，平衡逆向移動，SO₂、O₂濃度增大，SO₃濃度減小。
（3）A、溫度升高，平衡逆向移動，逆反應速率增加的倍數大，正確；B、圖像的前半段為反應建立平衡的過程，SO₃%逐漸增大，T₁之后的階段為化學反應隨溫度的升高平衡移動的過程，升高溫度，平衡逆向移動SO₃%逐漸減小，圖像正確；C、600℃高于500℃，平衡逆向移動，SO₃%逐漸減小，圖像錯誤；D、增大壓強，平衡正向移動，SO₃%增大，圖像正確。
（4）①陽極上發生失電子反應，SO₂失電子生成SO₄²?。
②V(SO₂) =0.1mol÷2×22.4L/mol=1.12L；
pH=-lg（0.1mol×2÷2L）=1
③電解需要消耗大量的電能，所以本設計耗費大量的電能，不經濟；產率低，不能大規模生產。