Question

4．化學反應原理在科研和生產中有廣泛應用．
（1）SO₂可用于制硫酸．已知25℃、101kPa時：
2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）△H=-197kJ/mol；
①已知：H₂O（g）═H₂O（l）△H=-44kJ/mol；
2SO₂（g）+O₂（g）+2H₂O（g）═2H₂SO₄（l）△H=-545kJ/mol．
則SO₃（g）與H₂O（l）反應的熱化學方程式是SO₃（g）+H₂O（l）=H₂SO₄（l）△H=-130kJ/mol．
②對于反應2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g），在壓強為P₁時，混合體系中SO₃的百分含量和溫度的關系如圖1所示（曲線上任何一點都表示平衡狀態(tài)）．若溫度為T₁時，反應進行到狀態(tài)B時，V_正＞V_逆（填“＞”“＜”或“=”）．在圖1中畫出壓強為P₂（P₂＞P₁）時SO₃的百分含量隨溫度的變化曲線圖．

③實驗室模擬化工生產，在恒容密閉容器中沖入一定量SO₂和O₂后，分別在不同實驗條件下反應，O₂濃度隨時間變化如圖2．與實驗Ⅰ比較，實驗Ⅱ改變的條件為加入催化劑．
（2）一定條件下，溶液的酸堿性對TiO₂光催化燃料R降解反應的影響如圖所示．
①在20-25min之間，pH=10時R的平均降解速率4×10^-6mol•L^-1•min^-1．
②從圖中可以讀出，溶液的酸性與降解速率的關系是：溶液的酸性越強，R的降解速率越大．
（3）已知反應：TaS₂（s）+2I₂（g）?TaI₄（g）+S₂（g）△H＞0；
某溫度下，該反應的平衡常數(shù)K=1，向某恒容容器中加入1mol I₂ （g）和足量TaS₂（s），I₂ （g）的平衡轉化率為67%（保留兩位有效數(shù)字）．

Answer 1

分析 （1）①利用蓋斯定律，將熱化學方程式進行運算，（③-①+②）×$\frac{1}{2}$計算反應的焓變，得到SO₃ （g）與H₂O（l）反應的熱化學方程式；
②B狀態(tài)未達平衡，混合體系中SO₃的百分含量小于平衡時的，反應向正反應進行；反應2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）是氣態(tài)體積減小的反應，P₂＞P₁ ，增大壓強，平衡正向進行相同溫度下三氧化硫百分含量增大，據(jù)此畫出圖象；
③與實驗Ⅰ比較，實驗Ⅱ達到平衡時間少，說明反應速率增大，但平衡不移動，應加入催化劑；
（2）①根據(jù)平均降解速率v=$\frac{△c}{△t}$進行計算；
②對比溶液的酸性強弱對R的降解速率的影響進行判斷；
（3）通過題意求出平衡濃度，帶入K值可以得出轉化率．

解答 解：（1）①2SO₂（g）+O₂（g）=2SO₃（g）△H₁=一197kJ/mol ①
2H₂O （g）=2H₂O（1）△H₂=-44kJ/mol ②
2SO₂（g）+O₂（g）+2H₂O（g）=2H₂SO₄（l）△H₃=一545kJ/mol③
利用蓋斯定律：（③-①+②）×$\frac{1}{2}$得SO₃ （g）+H₂O（l）=H₂SO₄（l）△H=-130kJ/mol，
故答案為：SO₃（g）+H₂O（l）=H₂SO₄（l）△H=-130kJ/mol；
②B狀態(tài)未達平衡，混合體系中SO₃的百分含量小于平衡時的，反應向正反應進行，所以V_正＞V_逆，反應2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）是氣態(tài)體積減小的反應，P₂＞P₁ ，增大壓強，平衡正向進行相同溫度下三氧化硫百分含量增大，畫出的圖象為：，
故答案為：＞；；
③與實驗Ⅰ比較，實驗Ⅱ達到平衡時間少，說明反應速率增大，但平衡不移動，應加入催化劑，而壓強、溫度都可使平衡移動，
故答案為：使用催化劑；
（2）①在20-25min之間，pH=10時R的平均降解速率為$\frac{0.6-0.4}{5}$×10^-4=4×10^-6mol•L^-1•min^-1，
故答案為：4×10^-6mol•L^-1•min^-1；
②溶液酸性越強，即pH越小，線的斜率越大，可以知道R的降解速率越大，
故答案為：溶液酸性越強，R的降解速率越大；
（3）K=1，設 I₂的平衡轉化率為x，則參加反應的為xmol，平衡時生成TaI₄和S₂各0.5xmol，剩余I₂為（1-x）mol，
根據(jù)K=$\frac{c（Ta{I}_{4}）c（{S}_{2}）}{{c}^{2}（{I}_{2}）}$=$\frac{0.5x×0.5x}{（1-x）^{2}}$=1，
解之得：x=67，
故答案為：67%．

點評 本題考查化學平衡的計算，為高頻考點，側重于學生的分析能力和計算能力的考查，題目涉及化學反應的吸放熱于反應物產物能量之間的關系、熱化學方程式和蓋斯定律的計算等知識，難度中等．