Question

工業(yè)上生產硫酸時，將SO₂氧化為SO₃是關鍵一步．
（1）某溫度下，2 SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）；△H=-196kJ?mol^-1．開始時在10L的密閉容器中加入4.0mol SO₂（g）和5.0mol O₂（g），當反應達到平衡時共放出熱量196kJ，該溫度下平衡常數K=

2.5L/mol

．
（2）一定條件下，向一帶活塞的密閉容器中充入2mol SO₂和1mol O₂，發(fā)生下列反應：2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）達到平衡后改變下述條件，SO₂、O₂、SO₃氣體平衡濃度都比原來增大的是

ACF

．
A．保持溫度和容器體積不變，充入2mol SO₃
B．保持溫度和容器體積不變，充入2mol N₂
C．保持溫度和容器體積不變，充入0.5mol SO₂和0.25mol O₂
D．保持溫度和容器內壓強不變，充入1mol SO₃
E．升高溫度   
F．移動活塞壓縮氣體
（3）某人設想以右上圖所示裝置用電化學原理生產硫酸，寫出通入SO₂的電極的電極反應式：

SO₂+2H₂O→SO₄^2-+4 H⁺+2e^-

．
（4）在0.1mol?L^-1的（NH₄）₂SO₄溶液中，離子濃度由大到小的順序是

c（NH₄⁺）＞c （SO₄^2-）＞c （H⁺）＞c （OH^-）

．

Answer 1

分析：（1）依據化學平衡三段式列式計算得到；
（2）根據平衡移動的方向判斷；
（3）原電池負極發(fā)生氧化反應，SO₂被氧化生成SO₄^2-；
（4）硫酸銨溶液中銨根離子水解溶液呈酸性，依據離子濃度大小分析；

解答：解：（1）某溫度下，SO₂（g）+

1

2

O₂（g）?SO₃（g）；△H=-98kJ?mol^-1．開始時在10L的密閉容器中加入4.0mol SO₂（g）和5.0mol O₂（g），當反應達到平衡時共放出熱量196kJ，消耗二氧化硫物質的量為：

196

98

=2mol，平衡三段式得到
              2 SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）；△H=-196kJ?mol^-1．
起始量（mol）   4        5         0            
變化量（mol）   2        1         2             196KJ
平衡量（mol）   2        4         2
該溫度下平衡常數K=

c2(SO3)

c2(SO2)c(O2)

=

( 2mol 10L )2

( 2mol 10L )2× 4mol 10L

=2.5L/mol
故答案為：2.5L/mol
（2）A．保持溫度和容器體積不變，充入2mol SO₃，平衡向逆反應分析移動，則SO₂、O₂、SO₃氣體平衡濃度都比原來增大，故A正確；
B．保持溫度和容器體積不變，充入2mol N₂，對平衡移動沒有影響，各物質的濃度不變，故B錯誤；
C．保持溫度和容器體積不變，充入0.5mol SO₂和0.25mol O₂，平衡向正反應方向移動，則SO₂、O₂、SO₃氣體平衡濃度都比原來增大，故C正確；
D．保持溫度和容器內壓強不變，充入1mol SO₃，處于等效平衡狀態(tài)，濃度不變，故D錯誤；
E．升高溫度，平衡向逆反應分析移動，SO₃的濃度減小，故E錯誤；
F．移動活塞壓縮氣體，體積減小，各物質的濃度都增大，故F正確．
故答案為：A、C、F；
（3）原電池負極發(fā)生氧化反應，SO₂被氧化生成SO₄^2-，負極電極反應式為SO₂+2H₂O-2e^-=SO₄^2-+4H⁺，
故答案為：SO₂+2H₂O-2e^-=SO₄^2-+4H⁺；
（4）在0.1mol?L^-1的（NH₄）₂SO₄溶液中，硫酸銨溶液中銨根離子水解溶液呈酸性，離子濃度由大到小的順序是c（NH₄⁺）＞c （SO₄^2-）＞c （H⁺）＞c （OH^-）；
故答案為：c（NH₄⁺）＞c （SO₄^2-）＞c （H⁺）＞c （OH^-）；

點評：本題考查了化學平衡的分析判斷，平衡常數的計算應用，原電池原理的應用，溶液中離子濃度大小比較，平衡影響因素的分析判斷是解題關鍵，題目難度中等．