Question

SO₂、CO、NO都是常見的大氣污染物．
（1）工業(yè)上常用SO₂除去CO，生成物為S和CO₂．
已知：S（s）+O₂（g）=SO₂（g）△H=a kJ?mol^-1
CO（g）+

1

2

O₂（g）=CO₂（g）△H=b kJ?mol^-1
則反應SO₂（g）+2CO（g）=S（s）+2CO₂（g）的△H=

 

kJ?mol^-1．
（2）在其他條件相同的密閉容器中發(fā)生反應：2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g），分別測得SO₂的平衡轉化率在不同壓強和溫度下的變化曲線如右圖所示：
則：①A、B兩點對應的反應速率：v_A

 

v_B（填“＞”、“＜”或“=”）
    ②B、C兩點對應的化學平衡常數：K_B

 

K_C（填“＞”、“＜”或“=”）．
（3）25℃時，用100mL 0.1mol?L的NaOH溶液吸收SO₂．當溶液中c（Na⁺）=c（HSO₃^-）+2（SO₃^2-）時，溶液顯

 

性（填“酸”、“堿”或“中”），溶液中c（HSO₃^-）=

 

mol?L^-1．（已知：H₂SO₃的電離平衡常數K_a1=1×10^-2mol?L^-1，K_a2=2×10^-7mol?L^-1）

Answer 1

考點：熱化學方程式,離子方程式的有關計算,化學平衡的影響因素

專題：

分析：（1）依據熱化學方程式和蓋斯定律計算所需熱化學方程式；
（2）①圖象分析可知AB兩點，溫度相同，二氧化硫轉化率A＜B，說明B點壓強大于A點的壓強，P₁＜P₂，結合影響反應速率因素分析判斷；
②B、C兩點是在壓強相同條件下的平衡，溫度不同平衡常數不同，圖象分析可知B點二氧化硫轉化率大于C點轉化率，說明升溫平衡逆向進行，反應是放熱反應，據此分析判斷；
（3）依據溶液中電荷守恒分析判斷，利用平衡常數計算亞硫酸氫根離子的濃度；

解答： 解：（1）依據熱化學方程式和蓋斯定律計算所需熱化學方程式，
工業(yè)上常用SO₂除去CO，生成物為S和CO₂．
已知：①S（s）+O₂（g）=SO₂（g）△H=a kJ?mol^-1
②CO（g）+

1

2

O₂（g）=CO₂（g）△H=b kJ?mol^-1
依據蓋斯定律②×2-①得到，則反應SO₂（g）+2CO（g）=S（s）+2CO₂（g）△H=（2b-a）KJ/mol，
故答案為：2b-a；
（2）①圖象分析可知AB兩點，溫度相同，二氧化硫轉化率A＜B，說明B點壓強大于A點的壓強，P₁＜P₂，結合影響反應速率因素分析判斷，A點反應速率小于B點的反應速率；
故答案為：＜；
②B、C兩點是在壓強相同條件下的平衡，溫度不同平衡常數不同，圖象分析可知B點二氧化硫轉化率大于C點轉化率，說明升溫平衡逆向進行，反應是放熱反應，B點平衡常數大于C點；
故答案為：＞；
（3）依據溶液中電荷守恒分析判斷，溶液中存在電荷守恒：c（H⁺）+c（Na⁺）=c（HSO₃^-）+2（SO₃^2-）+c（OH^-），時，c（Na⁺）=c（HSO₃^-）+2（SO₃^2-），表明溶液呈中性，利用平衡常數計算亞硫酸氫根離子的濃度，H₂SO₃的電離平衡常數K_a1=1×10^-2mol?L^-1，H₂SO₃?HSO₃^-+H⁺，
c（Na⁺）=c（HSO₃^-）+2（SO₃^2-）=0.1mol/L  ①
Ka2=

c(SO32-)c(H+)

c(HSO3-)

=2×10-7，c（H⁺）=10^-7mol/L ②；
計算①②得到c（HSO₃^-）=0.02mol/L；
故答案為：0.02；

點評：本題考查了熱化學方程式和蓋斯定律計算，圖象分析判斷，化學平衡影響因素的理解應用，弱電解質電離平衡和電解質溶液中電荷守恒的分析，掌握基礎是關鍵，題目難度中等．