Question

SO₂的催化氧化是工業(yè)制取硫酸的關鍵步驟之一，該反應的化學方程式為：2SO₂+O₂?2SO₃，△H＜0．
請回答下列問題：
（1）判斷該反應達到平衡狀態(tài)的標志是

 

（填字母）．
a．SO₂和SO₃濃度相等      b．SO₂百分含量保持不變
c．容器中氣體的壓強不變   d．SO₃的生成速率與SO₂的消耗速率相等
（2）當該反應處于平衡狀態(tài)時，在體積不變的條件下，下列措施中有利于提高SO₂平衡轉化率的是

 

．（填字母）
a．向裝置中再充入N₂              b．向裝置中再充入O₂
c．改變反應的催化劑               d．降低溫度
（3）將0.050mol SO₂（g）和0.030mol O₂（g）放入容積為1L的密閉容器中，在一定條件下達到平衡，測得c（SO₃）=0.040mol/L．計算該條件下反應的平衡常數(shù)K和SO₂的轉化率（不必寫出計算過程）．
①平衡常數(shù)K=

 

；②平衡時，SO₂的轉化率α（SO₂）=

 

．
（4）SO₂尾氣常用飽和Na₂SO₃溶液吸收，減少SO₂氣體污染并可得到重要的化工原料NaHSO₃．已知NaHSO₃
溶液同時存在以下兩種平衡：①HSO₃^-?SO₃^2-+H⁺，②HSO₃^-+H₂O?H₂SO₃+OH^-；常溫下，0．l mol/L NaHSO₃溶液的pH＜7，則該溶液中c（H₂SO₃）

 

c（SO₃^2-）（填“＞”、“=”或“＜”）．

Answer 1

考點：化學平衡狀態(tài)的判斷,化學平衡的影響因素,化學平衡的計算

專題：化學平衡專題

分析：（1）反應達到平衡狀態(tài)的標志是正逆反應速率相同個組分含量保持不變，據(jù)此分析選項；
（2）當該反應處于平衡狀態(tài)時，在體積不變的條件下，提高SO₂平衡轉化率，平衡正向進行；
（3）依據(jù)化學平衡三段式列式計算；
①平衡常數(shù)用生成物平衡濃度冪次方乘積除以反應物平衡濃度冪次方乘積得到；
②轉化率=

消耗量

起始量

×100%；
（4）常溫下，0.1mol?L^-1NaHSO₃溶液的pH小于7，說明HSO₃^-電離程度大于水解程度．

解答： 解：（1）a．SO₂和SO₃濃度相等，不能怎么正逆反應速率相同，不能說明反應達到平衡狀態(tài)，故a錯誤；     
b．SO₂百分含量保持不變是平衡標志，故b正確；
c．反應前后氣體體積分數(shù)變化，容器中氣體的壓強不變說明反應達到平衡狀態(tài)，故C正確；   
d．SO₃的生成速率與SO₂的消耗速率相等是你反應正向進行，不能說明反應達到平衡狀態(tài)，故d錯誤；
故答案為：bc；
（2）當該反應處于平衡狀態(tài)時，在體積不變的條件下，提高SO₂平衡轉化率，平衡正向進行；
a．向裝置中再充入N₂，恒容恒溫容器中總壓增大分壓不變，平衡不變，故a錯誤；          
b．兩種反應物增加一種會提高另一種的轉化率，向裝置中再充入O₂，會提高二氧化硫轉化率，故b正確；
c．改變反應的催化劑，改變反應速率不改變化學平衡，故c錯誤；              
d．反應是放熱反應，降低溫度平衡正向進行，二氧化硫轉化率增大，故d正確；
故答案為：bd；   
（3）將0.050mol SO₂（g）和0.030mol O₂（g）放入容積為1L的密閉容器中，在一定條件下達到平衡，測得c（SO₃）=0.040mol/L．
                  2SO₂+O₂?2SO₃，
起始量（mol）  0.05   0.03     0
變化量（mol）  0.04    0.02    0.04
平衡量（mol） 0.01     0.01     0.04
①平衡常數(shù)K=

0.042

0.012×0.01

=1.6×10³，故答案為：1.6×10³；   
②平衡時，SO₂的轉化率α（SO₂）=

0.04mol

0.05mol

×100%=80%，故答案為：80%；  
（4）已知NaHSO₃中的HSO₃^-既能電離又能水解：HSO₃^-?H⁺+SO₃^2-電離顯酸性，HSO₃^-+H₂O?H₂SO₃ +OH^- 水解顯堿性；常溫下，0.1mol?L^-1NaHSO₃溶液的pH小于7，
說明電離大于水解，故：c（SO₃^2-）＞c（H₂SO₃），故答案為：＜．

點評：本題考查了化學平衡狀態(tài)的分析判斷，平衡移動原理理解應用，化學平衡常數(shù)、轉化率計算，鹽類水解分析應用，掌握基礎是關鍵，題目難度中等．