题目

黄铁矿（主要成分为FeS2）是工业制取硫酸的重要原料，其煅烧产物为SO2和Fe3O4。 （1）将0.050molSO2(g)和0.030molO2(g)放入容积为1L的密闭容器中，反应：2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)在一定条件下达到平衡，测得c(SO3)=0.040mol/L。计算该条件下反应的平衡常数K和SO2的平衡转化率（写出计算过程）。 （2）已知上述反应是放热反应，当该反应处于平衡状态时，在体积不变的条件下，下列措施中有利于提高SO2平衡转化率的有           （填字母） A  升高温度     B  降低温度        C  增大压强 D  减小压强     E  加入催化剂      G  移出氧气 （3）SO2尾气用饱和Na2SO3溶液吸收可得到重要的化工原料，反应的化学方程式为                                                                             。 （4）将黄铁矿的煅烧产物Fe3O4溶于H2SO4后，加入铁粉，可制备FeSO4。酸溶过程中需保持溶液足够酸性，其原因是                                             。 答案：【答案】 （1）1.6×103L/mol  80%（计算过程略） （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】本题主要考查化学平衡常数和平衡转化率的计算。                       2SO2(g)　　+  O2(g)2SO3(g) 起始浓度/mol·L－1  0.050  　　　 0.030         0 变化浓度/mol·L－1  0.040           0.020       0.040 平衡浓度/mol·L－1  0.010           0.010       0.040 K===1.6×103 L/mol  SO2的转化率=×100%=80% 由于2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)，正反应是气体体积减小的反应，且正反应是放热反应，要提高SO2转化率使平衡向右移动，故应降低温度或增大压强。用H2SO4抑制Fe3+与Fe2+水解，又过量Fe防止Fe2+被氧化成Fe3+。FeSO4+2H2OFe(OH)2+H2SO4,2Fe3++Fe===3Fe2+。

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