3.硫及其化合物有廣泛應用.
(1)硫酸生產(chǎn)過程中涉及以下反應.已知25℃、l0l kPa時:
2SO2(g)+O2(g)+2H2O(l)═2H2SO4(l)△H=-457kJ•mol-1
SO3(g)+H2O(l)═H2SO4(l)△H=-130kJ•mol-1
則SO2催化氧化反應中,每生成l mol SO3(g)的焓變?yōu)?98.5kJ•mol-1
(2)對于SO3催化氧化反應:2SO2(g)+O2(g)?2SO3(g).
①甲圖是SO2催化氧化反應時SO2(g)和SO3(g)的濃度隨時間的變化情況.反應從開始到達到平衡時,用O2表示的平均反應速率為0.0375mol/(L.min).

②在一容積可變的密閉容器中充入20molSO2(g)和l0molO2(g),O2的平衡轉化率隨溫度(T)、壓強(P)的變化如圖乙所示.則P1與P2的大小關系是P1< P2(填>、=或<);A、B、C三點的平衡常數(shù)大小關系是KA=KB>KC(用KA、KB、KC和>、=、<表示).
(3)為研究H2SO4生產(chǎn)中SO3催化氧化時溫度對SO2平衡轉化率的影響,進行如下試驗.取100L原料氣(體積分數(shù)為SO27%、O2 11%、N282%)使之發(fā)生反應,在10l kPa下達到平衡,得到如下數(shù)據(jù):
溫度/℃500525550575600
平衡轉化率/%93.590.585.680.073.7
根據(jù)上述數(shù)據(jù),575℃達平衡時,SO3的體積分數(shù)為5.8%(保留一位小數(shù)).
(4)工業(yè)生成硫酸過程中,通常用氨水吸收尾氣.
①如果相同物質的量的SO2與NH3溶于水,發(fā)生反應的離子方程式為SO2+NH3+H2O=NH4++HSO3-,所得溶液中c(H+)-c(OH-)=cd(填序號).
a.c(SO32-)-c(H2SO3
b.c(HSO3-)+c(SO32-)-c(NH4+
c.c(SO32-)+c(NH3•H2O)-c(H2SO3) 
d.c(HSO3-)+2c(SO32-)-c(NH4+
②工業(yè)上用足量氨水吸收硫酸工業(yè)廢氣.吸收SO2后的堿性溶液還可用于Cl2的尾氣處理,吸收Cl2后的溶液仍呈強堿性,則吸收Cl2后的溶液中一定存在的陰離子有OH-和Cl-、SO42-

分析 (1)已知:①.2SO2(g)+O2(g)+2H2O(l)═2H2SO4(l)△H=-457kJ•mol-1
②.SO3(g)+H2O(l)═H2SO4(l)△H=-130kJ•mol-1
根據(jù)蓋斯定律,①-2×②可得:2SO2(g)+O2(g)═2SO3(g)△H=-197kJ•mol-1,進而計算每生成l mol SO3(g)的焓變;
(2)①根據(jù)v=$\frac{△c}{△t}$計算v(SO3),再利用速率之比等于化學計量數(shù)之比計算v(O2);
②正反應為氣體體積減小的反應,增大壓強,平衡向正反應方向移動,氧氣的轉化率增大;
平衡常數(shù)只受溫度影響,與壓強無關,正反應為放熱反應,升高溫度,平衡向逆反應方向移動,平衡常數(shù)減小;
(3)結合二氧化硫的轉化率計算平衡時各組分的體積,進而計算SO3的體積分數(shù);
(4)①同物質的量的SO2與NH3溶于水,發(fā)生反應生成亞硫酸氫銨;
根據(jù)電荷守恒,可知:c(H+)+c(NH4+)=c(HSO3-)+2c(SO32-)+c(OH-),溶液中氫離子源于水電離、HSO3-的水解、NH4+的水解,氫氧根離子源于水的電離、HSO3-的水解,由水電離得到的c(H+)與c(OH-)相等,據(jù)此判斷;
②吸收Cl2后的溶液仍呈強堿性,說明有大量OH-,氯氣能將亞硫酸根氧化為硫酸根,自身被還原為氯離子.

解答 解:(1)已知:①.2SO2(g)+O2(g)+2H2O(l)═2H2SO4(l)△H=-457kJ•mol-1
②.SO3(g)+H2O(l)═H2SO4(l)△H=-130kJ•mol-1
根據(jù)蓋斯定律,①-2×②可得:2SO2(g)+O2(g)═2SO3(g)△H=-197kJ•mol-1,故每生成l mol SO3(g)的△H=(-197kJ•mol-1)×$\frac{1}{2}$=-98.5kJ•mol-1,
故答案為:-98.5;
(2)①v(SO3)=$\frac{0.75mol/L}{10min}$=0.075mol/(L.min),速率之比等于化學計量數(shù)之比,則v(O2)=$\frac{1}{2}$v(SO3)=$\frac{1}{2}$×0.075mol/(L.min)=0.0375mol/(L.min),
故答案為:0.0375mol/(L.min);
②正反應為氣體體積減小的反應,增大壓強,平衡向正反應方向移動,氧氣的轉化率增大,故壓強P1<P2;
平衡常數(shù)只受溫度影響,與壓強無關,正反應為放熱反應,升高溫度,平衡向逆反應方向移動,平衡常數(shù)減小,故平衡常數(shù):KA=KB>KC,
故答案為:<;KA=KB>KC;
(3)參加反應二氧化硫為:100L×7%×80%=5.6L,
         2SO2(g)+O2(g)═2SO3(g)
開始(L):7        11       0
轉化(L):5.6       2.8      5.6
平衡(L):1.4       8.2      5.6
故平衡時SO3的體積分數(shù)為$\frac{5.6L}{1.4L+8.2L+5.6L+100L×82%}$×100%≈5.8%,
故答案為:5.8;
(4)①同物質的量的SO2與NH3溶于水,發(fā)生反應生成亞硫酸氫銨,反應離子方程式為:SO2+NH3+H2O=NH4++HSO3-;
根據(jù)電荷守恒,可知:c(H+)+c(NH4+)=c(HSO3-)+2c(SO32-)+c(OH-),則c(H+)-c(OH-)=c(HSO3-)+2c(SO32-)-c(NH4+
溶液中氫離子源于水電離、HSO3-的水解、NH4+的水解,氫氧根離子源于水的電離、HSO3-的水解,由水電離得到的c(H+)與c(OH-)相等,則c(H+)-c(OH-)=[c(SO32-)+c(NH3•H2O)+c(H+)]-[c(H2SO3)+c(OH-)]=c(SO32-)+c(NH3•H2O)-c(H2SO3),故cd正確,
故答案為:SO2+NH3+H2O=NH4++HSO3-;cd;
②吸收Cl2后的溶液仍呈強堿性,說明有大量OH-,氯氣能將亞硫酸根氧化為硫酸根,自身被還原為氯離子,則吸收Cl2后的溶液中一定存在的陰離子有OH-和Cl-、SO42-,
故答案為:Cl-、SO42-

點評 本題反應熱有關計算、反應速率計算、化學平衡計算、化學平衡圖象、離子濃度大小比較等,屬于拼合型題目,(4)中離子濃度判斷為易錯點、難點,注意利用電荷守恒、電離與水解進行分析解答.

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 選項
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