Question

【題目】工業(yè)制硫酸的過程中，SO2催化氧化的原理為：2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) + Q

（1）若溫度從300℃升至400℃，重新達到平衡，判斷下列表格中各物理量的變化。（選填“增大”、“減小”或“不變”）

		平衡常數(shù)K
________	________	________

（2）2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)過程的能量變化如圖所示。下列說法正確的是_________

A．加入催化劑，X點位置升高

B．反應熱 = E1 + E2

C．反應物總能量低于生成物

D．加入催化劑，E2不變

（3）將一定量的SO2(g)和O2(g)分別通入到體積為2L的恒容密閉容器中，在不同溫度下進行反應得到如下表中的兩組數(shù)據(jù)：

實驗編號	溫度/℃	起始量/mol		平衡量/mol
		SO2	O2	SO2	O2
1	T1	4	2	x	0.8
2	T2	4	2	0.4	y

實驗1從開始到反應達到化學平衡時，用去時間2分鐘，則υ(SO2)表示的反應速率為_________；T1________T2（填“＞”、“＜”或“＝”）。制取SO2的尾氣用NaOH溶液吸收，可得到Na2SO3和NaHSO3兩種鹽。

（4）0.1mol/L的NaHSO3溶液中c(H+) > c(OH－)，用水解和電離理論的角度解釋其原因___________________；若往溶液中加入氨水至中性，則c(Na+)______c(HSO3－) + c(SO32－) + c(H2SO3)（填“>”、“﹤”或“=”）。

（5）往0.1 mol/L的Na2SO3溶液加入少量Na2SO3固體，完全溶解后溶液中c(Na+) : c(SO32－)的比值____________（填“變大”、“變小”或“保持不變”）。

Answer 1

【答案】 增大 增大 減小 D 0.6mol/(L· min) > HSO3－的電離程度大于水解程度 = 變小

【解析】試題分析： (1) 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) ，升高溫度反應速率增大，正反應放熱，升高溫度平衡逆向移動。（2）

加入催化劑，降低活化能，催化劑不能改變反應焓變；（3）反應速率為根據(jù) 計算；（4）HSO3-水解呈堿性，HSO3-電離呈酸性；NaHSO3中滿足鈉元素的物質(zhì)的量與硫元素的物質(zhì)的量相等；（5）SO32－濃度越大，水解程度越小。

解析： (1) 溫度從300℃升至400℃，正逆反應速率均增大，升高溫度平衡逆向移動，所以平衡常數(shù)減��；（2）加入催化劑，降低活化能，Y點位置降低，X點位置不變，故A錯誤；

反應熱生成物的總能量減反應物的總能量= -E2，故B錯誤；

C．反應放熱，反應物總能量大于生成物，故C錯誤；

D．催化劑不能改變反應焓變，加入催化劑，E2不變，故D正確；

（3）

υ(SO2)表示的反應速率為= 0.6mol/(L· min)；

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) 正反應放熱，所以升高溫度平衡逆向移動， 平衡時SO2的濃度0.8 mol/L大于 平衡時SO2的濃度，所以 >；（4）HSO3-水解呈堿性，HSO3-電離呈酸性；電離大于水解所以溶液呈酸性；往NaHSO3溶液中加入氨水至中性，根據(jù)物料守恒，c(Na+)=c(HSO3－) + c(SO32－) + c(H2SO3)；（5）SO32－濃度越大，水解程度越小；往0.1 mol/L的Na2SO3溶液加入少量Na2SO3固體，完全溶解后溶液中c(Na+) : c(SO32－) 的比值變��；