Question

16．工業(yè)制硫酸時，利用催化氧化反應將SO₂轉化為SO₃是一個關鍵的步驟．

（1）一定條件下，SO₂可發(fā)生反應：SO₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）?SO₃（g）△H=-98kJ•mol^-1．
①某溫度下，在100L的恒容密閉容器中開始加入4.0mol SO₂（g）和10.0mol O₂（g），當反應達到平衡時共放出熱量196kJ，該溫度下平衡常數(shù)K=$\frac{10}{3}$（用分數(shù)表示）．
②上述反應按照相同的物質的量投料，測得SO₂在不同溫度下的平衡轉化率a%與壓強的關系如圖1所示．下列說法正確的是ABCD（填序號）．
A．溫度：T₃＞T₂＞T₁
B．正反應速率：v（c）＞v（a），v（b）＞v（d）
C．平衡常數(shù)：K（a）＞k（c），K（b）=K（d）
D．平均摩爾質量：M（a）＞M（c），M（b）＞M（d）
③上述反應達平衡后，保持溫度和容器的壓強不變，若再通入一定量SO₃（g），則SO₂的體積分數(shù)不變（填“增大”、“減小”、“不變”）．
（2）某人設想以如圖2所示裝置用電化學原理模擬生產硫酸：
①通入O₂的電極是正極．
②寫出通入SO₂的電極的電極反應式：SO₂-2e^-+2H₂O=SO₄^2-+4H⁺
③若此過程中轉移了0.2mol電子，則質子膜兩側電解液的質量變化差（△m左-△m右）為4.4g（忽略氣體的溶解）．

Answer 1

分析 （1）①平衡時放出熱量為196kJ，則消耗的二氧化硫為$\frac{196kJ}{93kJ/mol}$=2mol，則：
            SO₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）?SO₃（g）
起始量（mol）：4        10       0
變化量（mol）：2        1        2
平衡量（mol）：2        9        2
再根據(jù)K=$\frac{c（S{O}_{3}）}{c（S{O}_{3}）×\sqrt{c（{O}_{2}）}}$計算平衡常數(shù)；
②A．該反應為放熱反應，溫度越低，SO₂的轉化率越大；
B．由圖可知，a、c兩點壓強相同，平衡時a點SO₂轉化率更高，該反應為放熱反應，溫度越低，SO₂的轉化率越大，故溫度T₁＜T₃，溫度越高，反應速率越快；b、d兩點溫度相同，壓強越高，反應速率越大；
C．由圖可知，a、c兩點壓強相同，平衡時a點SO₂轉化率更高，該反應為放熱反應，故溫度T₁＜T₃，降低溫度平衡向正反應方向移動，K值增大．平衡常數(shù)只與溫度有關，b、d兩點溫度相同，平衡常數(shù)相同；
D．SO₂轉化率的越大，n_總越小，結合M=$\frac{m}{n}$判斷；
③由于溫度不變，故K值不變，又由于壓強不變，因此氣體反應平衡不移動，即使再通入一定量SO₃（g），SO₂的體積分數(shù)也不變；
（2）①氧氣發(fā)生還原反應，通入O₂的電極是正極；
②SO₂發(fā)生氧化反應，失去電子，生成硫酸根離子，由電荷守恒可知有氫離子生成；
③左側產生的部分氫離子通過質子交換膜移向右側，右側氧氣獲得電子，酸性條件下生成水，若此過程中轉移了0.2mol電子，則通過質子交換膜的氫離子為0.2mol，根據(jù)電子轉移守恒計算反應的二氧化硫、氧氣質量，則質子膜兩側電解液的質量變化差：△m左-△m右=m（SO₂）-m（H⁺）-[m（O₂）+m（H⁺）]．

解答 解：（1）①平衡時放出熱量為196kJ，則消耗的二氧化硫為$\frac{196kJ}{93kJ/mol}$=2mol，則：
             SO₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）?SO₃（g）
起始量（mol）：4       10        0
變化量（mol）：2       1         2
平衡量（mol）：2       9         2
平衡常數(shù)K=$\frac{c（S{O}_{3}）}{c（S{O}_{3}）×\sqrt{c（{O}_{2}）}}$=$\frac{\frac{2}{100}}{\frac{2}{100}×\sqrt{\frac{9}{100}}}$=$\frac{10}{3}$，故答案為：$\frac{10}{3}$；
②A．該反應為放熱反應，溫度越低，SO₂的轉化率越大，故溫度：T₃＞T₂＞T₁，故A正確；
B．由圖可知，a、c兩點壓強相同，平衡時a點SO₂轉化率更高，該反應為放熱反應，溫度越低，SO₂的轉化率越大，故溫度T₁＜T₃，溫度越高，反應速率越快，則v（c）＞v（a）；b、d兩點溫度相同，壓強越高，反應速率越大，反應反應速率：v（b）＞v（d），故B正確；
C．由圖可知，a、c兩點壓強相同，平衡時a點SO₂轉化率更高，該反應為放熱反應，故溫度T₁＜T₃，降低溫度平衡向正反應方向移動，K值增大，則平衡常數(shù)：K（a）＞k（c），平衡常數(shù)只與溫度有關，b、d兩點溫度相同，平衡常數(shù)相同，則K（b）=K（d），故C正確；
D．SO₂轉化率的越大，n_總越小，混合氣體總質量不變，由M=$\frac{m}{n}$可知平均摩爾質量：M（a）＞M（c），M（b）＞M（d），故D正確，
故選：ABCD；
③由于溫度不變，故K值不變，又由于壓強不變，因此氣體反應平衡不移動，即使再通入一定量SO₃（g），SO₂的體積分數(shù)也不變，故答案為：不變；
（2）①氧氣發(fā)生還原反應，通入O₂的電極是正極，故答案為：正；
②SO₂發(fā)生氧化反應，失去電子，生成硫酸根離子，由電荷守恒可知有氫離子生成，電極反應式為：SO₂-2e^-+2H₂O=SO₄^2-+4H⁺，
故答案為：SO₂-2e^-+2H₂O=SO₄^2-+4H⁺；
③左側產生的部分氫離子通過質子交換膜移向右側，右側氧氣獲得電子，酸性條件下生成水，若此過程中轉移了0.2mol電子，則通過質子交換膜的氫離子為0.2mol，根據(jù)電子轉移守恒，反應的二氧化硫為$\frac{0.2mol}{2}$=0.1mol，質量為0.1mol×64g/mol=6.4g，反應的氧氣為$\frac{0.2mol}{4}$=0.05mol，氧氣質量為0.05mol×32g/mol=1.6g，則質子膜兩側電解液的質量變化差：△m左-△m右=m（SO₂）-m（H⁺）-[m（O₂）+m（H⁺）]=6.4g-1.6g-2×0.2mol×1g/mol=4.4g，
故答案為：4.4g．

點評 本題考查化學平衡計算與影響因素、平衡常數(shù)、原電池原理及計算，（2）中計算為易錯點、難點，學生容易忽略質子的移動，難度較大．