Question

3．根據當地資源等情況，硫酸工業常用黃鐵礦（主要成分為FeS₂）作為原料．
完成下列填空：
（1）將0.050mol SO₂（g） 和0.030mol O₂（g） 充入一個2L的密閉容器中，在一定條件下發生反應：2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）+Q．經2分鐘反應達到平衡，測得n（SO₃）=0.040mol，則O₂的平均反應速率為0.005mol/（L•min）．
（2）在容積不變時，下列措施中有利于提高SO₂平衡轉化率的有bd（選填編號）．
a．移出氧氣            b．降低溫度
c．減小壓強            d．再充入0.050molSO₂（g）和0.030molO₂（g）
（3）在起始溫度T₁（673K）時SO₂的轉化率隨反應時間（t）的變化如圖．請在右圖中畫出其他條件不變情況下，起始溫度為T₂（723K）時SO₂的轉化率隨反應時間變化的示意圖．
黃鐵礦在一定條件下煅燒的產物為SO₂和Fe₃O₄．
（4）①將黃鐵礦的煅燒產物Fe₃O₄溶于H₂SO₄后，加入鐵粉，可制備FeSO₄．酸溶過程中需維持溶液有足夠的酸性，其原因是抑制Fe³⁺與Fe²⁺的水解，并防止Fe²⁺被氧化成Fe³⁺
②FeS₂能將溶液中的Fe³⁺還原為Fe²⁺，本身被氧化為SO₄^2-．寫出有關的離子方程式FeS₂+14Fe³⁺+8H₂O=15Fe²⁺+2SO₄^2-+16H⁺．有2mol氧化產物生成時轉移的電子數為14N_A．

Answer 1

分析 （1）根據v=$\frac{△c}{△t}$求出氧氣的速率，然后根據速率之比等于對應物質的化學計量數之比；
（2）反應放熱，為提高SO₂平衡轉化率，應使平衡向正反應方向移動，可降低溫度，體積不變，不能從壓強的角度考慮，催化劑不影響平衡移動，移出氧氣，平衡向逆反應方向移動，不利于提高SO₂平衡轉化率，由此分析解答；
（3）反應是放熱反應，溫度升高，平衡逆向進行二氧化硫的轉化率減小，但達到平衡所需要的時間縮短，據此畫出曲線；
（4）①Fe³⁺與Fe²⁺易水解，Fe²⁺易被氧化成Fe³⁺；
②根據氧化還原反應中的反應物和生成物幾何電子守恒來配平化學方程式，結合方程計算轉移電子數．

解答 解：（1）v（SO₃）=$\frac{△c}{△t}$=$\frac{\frac{0.040mol}{2L}}{2min}$=0.01mol/（L•min），所以v（O₂）=$\frac{1}{2}$v（SO₃）=0.005mol/（L•min），故答案為：0.005mol/（L•min）；
（2）a．移出氧氣，平衡逆向移動，二氧化硫的轉化率減少，故不選；            
b．降低溫度，平衡正向移動，二氧化硫的轉化率增大，故選；
c．減小壓強，平衡逆向移動，轉化率減少，故不選；            
d．再充入0.050molSO₂（g）和0.030molO₂（g），相當于增大壓強，平衡正向移動，轉化率增大，故選；
故選bd；
（3）反應：2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）△H＜0，SO₂的轉化率在起始溫度T₁=673K下隨反應時間（t）的變化如下圖，其他條件不變，僅改變起始溫度為T₂=723K，溫度升高，平衡逆向進行，二氧化硫的轉化率減小，但反應速率增大，達到平衡需要的時間短，在圖中畫出溫度T₂下SO₂的轉化率隨反應時間變化的預期結果示意圖如圖所示；

故答案為：；
（4）①Fe₂O₃（或Fe₃O₄等）溶于H₂SO₄后，生成的Fe³⁺與Fe²⁺易水解，Fe²⁺易被氧化成Fe³⁺，所以要加入Fe粉和酸，抑制Fe³⁺與Fe²⁺的水解，并防止Fe²⁺被氧化成Fe³⁺，故答案為：抑制Fe³⁺與Fe²⁺的水解，并防止Fe²⁺被氧化成Fe³⁺；
②-2價的硫離子具有還原性，FeS₂可以將溶液中的Fe³⁺還原為Fe²⁺，而本身被氧化為硫酸根離子，有關的離子方程式為：FeS₂+14Fe³⁺+8H₂O=15Fe²⁺+2SO₄^2-+16H⁺，氧化產物是硫酸根離子，有2mol硫酸根生成時轉移的電子數為14N_A，故答案為：FeS₂+14Fe³⁺+8H₂O=15Fe²⁺+2SO₄^2-+16H⁺；14N_A．

點評 本題考查了化學平衡常數、平衡轉化率、影響化學平衡的外界條件綜合應用及知識遷移能力等考點，題目難度中等，注意平衡常數在計算中的應用．