Question

【題目】碳、硫和氮元素及其化合物的處理，是資源利用和環(huán)境保護的重要研究課題．
（1）CO可轉化成二甲醚，原理為：2CO（g）+4H2（g） CH3OCH3（g）+H2O（g）已知一定條件下，該反應中CO的平衡轉化率隨溫度、投料比[n（H2）/n（CO）]的變化曲線如圖1

若溫度升高，則反應的平衡常數(shù)K將（填“增大”、“減小”或“不變”）；
（2）SO2的水溶液呈酸性，某溫度下，0.02molL﹣1亞硫酸水溶液的pH等于2，若忽略亞硫酸的二級電離和H2O的電離，則該溫度下亞硫酸的一級電離常數(shù)Ka1= ．
（3）已知：反應1：2SO2（g）+O2（g）2SO3（g）△H1；
反應2：2NO（g）+O2（g）2NO2（g）△H2；若△H1＜△H2＜0，則反應3：SO2（g）+NO2（g）SO3（g）+NO（g）屬于（填“放熱”或“吸熱”）反應．
（4）若用少量NaOH溶液吸收SO2氣體，對產(chǎn)物NaHSO3進一步電解可制得硫酸，電解原理示意圖（如圖2）．電解時陽極的電極反應式為 ．
（5）在恒溫密閉容器中通入SO2和NO2各1mol發(fā)生反應3：SO2（g）+NO2（g）SO3（g）+NO（g），當反應達到平衡后，維持溫度和容積不變，10min時再通入各1mol的SO2和NO2的混合氣體，20min時再次平衡．兩次平衡時NO2的轉化率α1α2（填“＞”、“＜”、“=”）；請在如圖3畫出正反應速率v正在10至30min間隨時間變化的曲線圖 ．

Answer 1

【答案】
（1）減小
（2）0.01
（3）放熱
（4）HSO3﹣+H2O﹣2e﹣=SO42﹣+3H+
（5）=；
【解析】解：（1）根據(jù)圖一可以看出，對于反應：2CO（g）+4H2（g）CH3OH（g）+3H2O（g），在相同投料比[n（H2）/n（CO）]時，溫度升高，CO的平衡轉化率降低，故升高溫度，平衡左移，平衡常數(shù)減小，所以答案是：減��；（2）由于0.02molL﹣1亞硫酸水溶液的pH等于2，即溶液中的氫離子濃度為0.01mol/L，而c（HSO3﹣）=c（H+），故有：

	H2SO3		HSO3﹣+	H+
初始濃度：	0.02mol/L		0	0
轉化濃度：	0.01mol/L		0.01mol/L	0.01mol/L
平衡濃度：	0.01mol/L		0.01mol/L	0.01mol/L

則有電離平衡常數(shù)Ka1= =0.01，所以答案是：0.01；（3）已知反應1：2SO2（g）+O2（g）2SO3（g）△H1；
反應2：2NO（g）+O2（g）2NO2（g）△H2 ， 根據(jù)蓋斯定律，將 可得目標反應：SO2（g）+NO2（g）SO3（g）+NO（g），則△H3= ，而由于△H1＜△H2＜0，故△H3= ＜0，故此反應放熱，所以答案是：放熱；（4）電解池中陽極和電源正極相連，失去電子，發(fā)生氧化反應，電解NaHSO3溶液可制得硫酸，硫的化合價升高，所以陽極是HSO3﹣溶液失去電子被氧化生成SO42﹣ ， 則陽極電極反應式是：HSO3﹣+H2O﹣2e﹣=SO42﹣+3H+ ，
所以答案是：HSO3﹣+H2O﹣2e﹣=SO42﹣+3H+；（5）在恒溫密閉容器中通入SO2和NO2各1mol發(fā)生反應3：SO2（g）+NO2（g）SO3（g）+NO（g），當反應達到平衡后，維持溫度和容積不變，10min時再通入各1mol的SO2和NO2的混合氣體，而由于SO2（g）+NO2（g）SO3（g）+NO（g）是氣體的物質的量不變的反應，故平衡不移動，則兩次平衡時NO2的轉化率α1=α2；由于10min時再通入各1mol的SO2和NO2的，故反應物的濃度立即增大，則正反應速率v正立即增大，后逐漸減小，最后20min達到平衡，故正反應速率v正在10至30min間隨時間變化的曲線圖為：， ，所以答案是：=； ．
【考點精析】根據(jù)題目的已知條件，利用弱電解質在水溶液中的電離平衡的相關知識可以得到問題的答案，需要掌握當弱電解質分子離解成離子的速率等于結合成分子的速率時，弱電解質的電離就處于電離平衡狀態(tài)；電離平衡是化學平衡的一種，同樣具有化學平衡的特征．條件改變時平衡移動的規(guī)律符合勒沙特列原理．