Question

黃鐵礦（主要成分為FeS₂）是工業(yè)制取硫酸的重要原料，其煅燒產物為SO₂和Fe₃O₄。

（1）將0.050molSO₂(g)和0.030molO₂(g)放入容積為1L的密閉容器中，反應：2SO₂(g)+O₂(g)2SO₃(g)在一定條件下達到平衡，測得c(SO₃)=0.040mol/L。計算該條件下反應的平衡常數K和SO₂的平衡轉化率（寫出計算過程）。

（2）已知上述反應是放熱反應，當該反應處于平衡狀態(tài)時，在體積不變的條件下，下列措施中有利于提高SO₂平衡轉化率的有           （填字母）

A  升高溫度     B  降低溫度        C  增大壓強

D  減小壓強     E  加入催化劑      G  移出氧氣

（3）SO₂尾氣用飽和Na₂SO₃溶液吸收可得到重要的化工原料，反應的化學方程式為
                                                                            。

（4）將黃鐵礦的煅燒產物Fe₃O₄溶于H₂SO₄后，加入鐵粉，可制備FeSO₄。酸溶過程中需保持溶液足夠酸性，其原因是                                             。

Answer 1

【答案】

（1）1.6×10³L/mol  80%（計算過程略）

（2）B、C

（3）SO₂+H₂O+Na₂SO₃=2NaHSO₃

（4）抑制Fe²⁺、Fe³⁺的水解，防止Fe²⁺被氧化成Fe³⁺

【解析】本題主要考查化學平衡常數和平衡轉化率的計算。

                      2SO₂(g)　　+  O₂(g)2SO₃(g)

起始濃度/mol·L^－1  0.050  　　　 0.030         0

變化濃度/mol·L^－1  0.040           0.020       0.040

平衡濃度/mol·L^－1  0.010           0.010       0.040

K===1.6×10³ L/mol 

SO₂的轉化率=×100%=80%

由于2SO₂(g)+O₂(g)2SO₃(g)，正反應是氣體體積減小的反應，且正反應是放熱反應，要提高SO₂轉化率使平衡向右移動，故應降低溫度或增大壓強。用H₂SO₄抑制Fe³⁺與Fe²⁺水解，又過量Fe防止Fe²⁺被氧化成Fe³⁺。FeSO₄+2H₂OFe(OH)₂+H₂SO₄,2Fe³⁺+Fe===3Fe²⁺。