Question

【題目】SO2是大氣污染物之一，也是重要的化工原料。

(1)某溫度下，反應的能量變化如圖。根據(jù)反應自發(fā)性判斷，反應在______(填“高溫”“低溫”或“任何溫度”)條件下可能有自發(fā)性，逆反應的活化能為______。

(2)將0.1 mol O2和0.2 mol SO2通入一容積可變的容器中進行反應：。測得SO2的平衡轉(zhuǎn)化率隨溫度、壓強的變化如圖。

①______(填“＞”“＜”或“=”)。

②若在300℃、壓強為時，反應達到平衡，容器容積恰好為10 L，則此狀態(tài)下反應的平衡常數(shù)K=____________。

③反應在時刻達到平衡后，在時刻速率發(fā)生如圖所示變化，此刻可能改變的反應條件可能是______(填標號)。

A.加壓B.向體系中再通入一定量SO2

C.升高溫度D.加催化劑

(3)常溫下，向1L的水溶液中緩慢通入SO2氣體(忽略溶液體積的變化)，該溶液的pH與通入SO2氣體的體積(標準狀況)的關(guān)系如圖，則_____；_____；_____。已知：常溫下，氫硫酸的、，亞硫酸的、；。

(4)用電解法處理CO2和SO2的混合污染氣的原理如圖所示，電解質(zhì)為熔融碳酸鹽和硫酸鹽，通電一段時間后，Ni電極表面形成摻雜硫的碳積層，則與Ni電極相連的是電源的______(填“正極”或“負極”)；陽極的電極反應式為________________________。

Answer 1

【答案】低溫 ＜ AB 7 3.8 1.6 負極

【解析】

(1)根據(jù)反應的特點以及反應能自發(fā)進行的條件進行分析；反應熱；

(2)①根據(jù)壓強對平衡移動的影響分析；

②列出三段式計算平衡常數(shù)；

③根據(jù)外界因素對反應速率和化學平衡的影響分析；

(3)結(jié)合化學反應以及弱酸的電離平衡常數(shù)進行計算；

(4)根據(jù)電解原理進行分析。

(1)反應為氣體物質(zhì)的量減小的反應，由該反應的能量變化圖可知其、，若反應能自發(fā)進行，則，故該反應在低溫條件下可能有自發(fā)性；由圖可知該反應的正反應的活化能為E，又，故逆反應的活化能；

(2)①該反應的正反應為氣體物質(zhì)的量減小的反應，當溫度一定時，加壓平衡正向移動，SO2的平衡轉(zhuǎn)化率增大，故＜；

②溫度為300℃、壓強為時，反應達到平衡，SO2的平衡轉(zhuǎn)化率為60%，容器容積恰好為10 L，可列出三段式(單位為mol)：

，

此時c(SO2)=0.008mol/L，c(O2)=0.004mol/L，c(SO3)=0.012mol/L，則此狀態(tài)下反應的平衡常數(shù)；

③A. 加壓瞬間，正、逆反應速率均增大，又平衡正向移動，則正反應速率大于逆反應速率，隨反應進行，正反應速率逐漸減小，逆反應速率逐漸增大，故A符合；

B. 向體系中再通入一定量SO2，正反應速率瞬間增大，逆反應速率不變，隨反應進行，正反應速率逐漸減小，逆反應速率逐漸增大，故B符合；

C. 升高溫度瞬間，正、逆反應速率均增大，又平衡逆向移動，則逆反應速率大于正反應速率，隨反應進行，正反應速率逐漸增大，逆反應速率逐漸減小，故C不符合；

D. 加催化劑正、逆反應速率同等程度增大，平衡不移動，隨反應進行，速率不再變化，故D不符合；

答案選AB。

(3)常溫下，向1L 的水溶液中緩慢通入SO2氣體(忽略溶液體積的變化)，會發(fā)生反應，則溶液的酸性先逐漸減弱，pH逐漸增大，當二者恰好反應后，溶液變?yōu)閬喠蛩崛芤海�酸性逐漸增強，pH又逐漸減小，當SO2通入2240mL時，二者恰好反應生成硫單質(zhì)沉淀，此時溶液pH=7，即a=7，消耗的n(SO2)=0.1mol，則n(H2S)=0.2mol；未通入SO2時，溶液中主要為氫硫酸的第一步電離，，，故，則，故b=3.8；再繼續(xù)通入SO21120mL（3360mL-2240mL=1120mL），即0.05mol時，SO2與水反應生成亞硫酸，溶液中亞硫酸的濃度為0.05mol/L，亞硫酸的電離與氫硫酸的電離類似，則同理可知：，，則，故c=1.6；

(4)由圖示可知，在SnO2電極上，O2-失電子生成氧氣，則該電極為陽極，故陽極的電極反應式為，另一極Ni電極為陰極，電解池中陰極應與外接電源的負極相連。