Question

【題目】相同溫度下，容積均恒為2L的甲、乙、丙3個密閉容器中發(fā)生反應：2SO2（g）+O2（g）2SO3（g）； △H=-197kJ·mol-l。 實驗測得起始、平衡時的有關數(shù)據(jù)如下表：

容器	起始各物質(zhì)的物質(zhì)的量/mol				達到平衡時體系能量的變化
	SO2	O2	SO3	Ar
甲	2	1	0	0	放出熱量：Q1
乙	1.8	0.9	0.2	0	放出熱量：Q2=78.8kJ
丙	1.8	0.9	0.2	0.1	放出熱量：Q3

下列敘述正確的是( )

A.Q1>Q3>Q2 =78．8kJ

B.三個容器中反應的平衡常數(shù)均為K=2

C.甲中反應達到平衡時，若升高溫度，則SO2的轉化率將大于50%

D.若乙容器中的反應經(jīng)tmin達到平衡，則0~tmin內(nèi)，v（O2）=1/5t mol/（L·min）

Answer 1

【答案】D

【解析】

乙、丙轉化到左邊，SO2、O2的物質(zhì)的量分別為2mol、1mol，與甲中SO2、O2的物質(zhì)的量對應相等，恒溫恒容條件下，丙中Ar不影響平衡移動，故三者為完全等效平衡，平衡時SO2、O2、SO3的物質(zhì)的量對應相等。

A.由于平衡時二氧化硫物質(zhì)的量相等，故參加反應二氧化硫的物質(zhì)的量：甲>乙=丙，故放出熱量：Q1>Q3=Q2=78.8kJ，故A錯誤；

B.甲、乙、丙三容器溫度相同，平衡常數(shù)相同，乙中平衡時放出熱量為78.8kJ，由2SO2（g）+O2（g）2SO3（g）△H=-197kJmol-1可知，參加反應的二氧化硫為2mol×

=0.8mol，則二氧化硫濃度變化量為=0.4mol/L，SO2、O2、SO3的起始濃度分別為

=0.9mol/L、=0.45mol/L、=0.1mol/L，則：

2SO2（g）+O2（g）2SO3（g）

起始（mol/L）：0.9 0.45 0.1

轉化（mol/L）：0.4 0.2 0.4

平衡（mol/L）：0.5 0.25 0.5

故平衡常數(shù)K==4，故B錯誤；

C.根據(jù)B中計算可知，乙中平衡時二氧化硫物質(zhì)的量為1.8mol-0.8mol=1mol，甲中參加反應二氧化硫為2mol-1mol=1mol，甲中二氧化硫的轉化率×100%=50%，正反應為放熱反應，升高溫度平衡向逆反應方向移動，SO2的轉化率將小于50%，故C錯誤；

D.乙容器中的反應經(jīng)tmin達到平衡，則0～tmin內(nèi)，v（O2）==mol/（Lmin），故D正確；

答案：D