Question

【題目】硫氧化物易引起環(huán)境行染，需要悉心研究。

(1)二氧化硫可用于催化氧化制硫酸。硫酸工業(yè)中,作為催化劑的V2O5對反應I的催化循環(huán)過程經(jīng)歷了Ⅱ、Ⅲ兩個反應階段，如圖所示：

下列分子中1mol化學鍵斷裂時需要吸收的能量數(shù)據(jù)如下：

化學鍵	S=O(SO2)	S=O(SO3)	O=O(O2)
能量/kJ	535	a	496

反應Ⅰ的△H=-98 kJ ·mol-1,則 a=____________。反應Ⅲ的化學方程式為______________。將2molSO2和1molO2充入密閉容器中，在一定條件下發(fā)生反應：2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)。平衡時SO3的體積分數(shù)(% )隨溫度和壓強的變化如表所示：下列判斷正確的是（_____________）

壓強/MPa 體積分數(shù)/% 溫度/℃	1.0	2.0	3.0
350	5.0	a	b
415	c	40.0	d
550	e	f	36.0

A．b >e

B．415℃、2.0MPa時O2的轉化率為60%

C．在一定溫度和壓強下,加入V2O5作催化劑能加快反應速率,提高SO3的體積分數(shù)

D．平衡常數(shù)K(550℃)>K(350℃)

(2)較純的SO2,可用于原電池法生產(chǎn)硫酸。圖中離子交換膜是________離子交換膜(填“陰”、“陽”)。

(3)研究發(fā)現(xiàn)，含堿式硫酸鋁的溶液與SO2結合的方式有2種：其一是與溶液中的水結合。其二是與堿式硫酸鋁中的活性Al2O3結合，通過酸度計測定吸收液的pH變化，結果如右圖所示：

請解釋曲線如圖變化的原因_______________________________。

(4)取五等份SO3,分別加入溫度不同、容積相同的恒容密閉容器中，發(fā)生反應：3SO3(g)(SO3)3(g) △H<0，反應相同時間后，分別測定體系中SO3的百分含量,并作出其隨反應溫度(T)變化的關系圖。下列示意圖中,可能與實驗結果相符的是（_____）

(5)用Na2SO3溶液作為吸收液吸收SO2時，產(chǎn)物為NaHSO3,已知亞硫酸的兩級電離平衡常數(shù)分別為Ka1、Ka2。則常溫下NaHSO3溶液顯酸性的充要條件為_____________。(用含為Ka1、Ka2的代數(shù)式表示)

Answer 1

【答案】 472 2V2O4·SO3+O2=2V2O5+2SO3 A 陽 二氧化硫先與活性氧化鋁結合成亞硫酸鋁,水解顯酸性。后與水結合生成亞硫酸，電離顯酸性。電離強于水解 BD Ka1·Ka2>10-14

【解析】(1)反應熱等于反應物的總鍵能減生成物的總鍵能，反應I的熱化學反應方程式為SO2(g)+ O2(g)=SO3(g)△H=-98 kJ ·mol-1，則反應I的△H=(2×535+×496-3×a)kJ/mol=-98kJ/mol，解得a=472 kJ ·mol-1，V2O5在反應中作催化劑，反應Ⅱ生成V2O4SO3，V2O5參加反應，方程式為SO2+V2O5V2O4SO3，反應Ⅲ是V2O4SO3與氧氣反應生成V2O5和SO3反應Ⅱ生成V2O4SO3，方程式為2V2O4SO3+O22V2O5+2SO3，A．該反應是氣體體積減小的反應，加壓平衡右移，C的體積分數(shù)增加，則b＞54.0%，e＜36.0%，所以b＞e，A正確；B．在一定條件下發(fā)生反應

2A(g)+B(g)2C(g)

起始(mol)　 2 1 0

轉化(mol)　 2x x 2x

平衡(mol)　2-2x x 2x

C的體積分數(shù)為40%，則： ×100%=40%，解得：x=0.5mol，所以B的轉化率為： ×100%=50%，故B錯誤；C．在一定溫度和壓強下，加入V2O5作催化劑能加快反應速率，但平衡不移動，SO3的體積分數(shù)不變，故C錯誤；D．該反應為放熱反應，升溫平衡左移，平衡常數(shù)減小，則K(550℃)＜K(350℃)，故D錯誤；故選A；故答案為：472；2V2O4SO3+O22V2O5+2SO3；A；

(2)根據(jù)圖示，通入二氧化硫的電極為負極，二氧化硫失去電子生成硫酸根離子，SO2-2 e--+2H2O = SO42-+ 4H+，通入空氣的電極為正極，空氣中的氧氣得到電子生成水，O2 + 4e-- + 4H+ == 2H2O，氫離子通過陽離子交換膜進入正極區(qū)，故答案為：陽；

(3) 二氧化硫先與活性氧化鋁結合成亞硫酸鋁，水解顯酸性，溶液的pH變化較小，后與水結合生成亞硫酸，電離顯酸性，電離強于水解，溶液的pH變化較快，故答案為：二氧化硫先與活性氧化鋁結合成亞硫酸鋁，水解顯酸性，后與水結合生成亞硫酸，電離顯酸性，電離強于水

(4)①A、因為該反應是放熱反應，溫度越高，平衡向逆反應方向移動，SO3的百分含量隨溫度升高而升高，故A錯誤；B、因為該反應是放熱反應，溫度越高，平衡向逆反應方向移動，SO3的百分含量隨溫度升高而升高，故B正確；C、若5個容器中有未達到平衡狀態(tài)的，那么溫度越高，反應速率越大，會出現(xiàn)溫度高的SO3轉化得快，導致SO3的百分含量少的情況，不可能出現(xiàn)SO3的百分含量不變的情況，故C錯誤；D、在D圖中轉折點為平衡狀態(tài)，轉折點左側為未平衡狀態(tài)，右側為平衡狀態(tài)，反應是放熱反應，溫度升高，平衡向逆反應方向移動，SO3的百分含量隨溫度升高而升高，故D正確；故選BD；

(5) NaHSO3溶液中存在HSO3-H++SO32-的電離平衡常數(shù)為Ka2，也存在HCO3-＋H2O H2CO3＋OH－，水解平衡常數(shù)為，常溫下NaHSO3溶液顯酸性的充要條件為Ka2＞，即Ka1·Ka2>10-14，故答案為：Ka1·Ka2>10-14。