Question

【題目】碳、硫和氮元素及其化合物的處理，是資源利用和環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

若溫度升高，則反應的平衡常數K將 （填“增大”、“減小”或“不變”）；

（2）SO2的水溶液呈酸性，某溫度下，0.02mol·L-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Ka1= 。

（3）已知：反應1：2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g) ΔH1；

反應2：2NO(g)+O2(g) 2NO2(g) ΔH2；

若ΔH1<ΔH2<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，對產物NaHSO3進一步電解可制得硫酸，電解原理示意圖（見右圖）。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α1 α2（填“>”、“<”、“=”）；請在上圖中畫出正反應速率v正在10至30min間隨時間變化的曲線圖。

Answer 1

【答案】（1）減�。�(2)Ka1=1.0×10－2；(3)放熱；

(4)HSO3－－2e－＋H2O=SO42－＋3H＋；

(5)=，。

【解析】

試題分析：（1）隨著溫度的升高，CO的轉化率降低，根據勒夏特列原理，升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動，即向逆反應方向移動，則化學平衡常數減�。� (2)亞硫酸屬于二元弱酸，忽略二級電離，H2SO3H＋＋HSO3－，根據電離平衡常數的定義，Ka1=c(H＋)×c(HSO3－)/c(H2SO3)=10－2×10－2/(0.02－10－2)= 1.0×10－2；（3）(反應1－反應2)/2得出反應③，△H=（△H1－△H2）/2，因為△H1<△H2<0，（△H1－△H2）/2<0，因此反應3是放熱反應；(4)跟電源的正極相連的電極為陽極，即右端為陽極，陽極失電子化合價升高，因此電極反應式為：HSO3－＋H2O－2e－=SO42－＋3H＋；(5)反應前后氣體系數之和相等，兩個平衡為等效平衡，即轉化率相等，但增大反應物濃度，正反應速率增大，平衡向正反應方向移動，因此圖像為：。