Question

19．硫-碘循環(huán)分解水制氫主要涉及下列反應：
I     SO₂+2H₂O+I₂═H₂SO₄+2HI
II    2HI?H₂+I₂
III   2H₂SO₄═2SO₂+O₂+2H₂O（1）分析上述反應，下列判斷正確的是c．
a．反應III易在常溫下進行  b．反應I中SO₂氧化性比HI強
c．循環(huán)過程中需補充H₂Od．循環(huán)過程中產生1molO₂的同時產生1molH₂
（2）一定溫度下，向1L密閉容器中加入1molHI（g），發(fā)生反應II，H₂物質的量隨時間的變化如圖所示．0～2min內的平均反應速率v（HI）=0.1mol•L^-1•min^-1．該溫度下，H₂（g）+I₂（g）      2HI（g）的平衡常數K=64．相同溫度下，若開始加入HI（g）的物質的量是原來的2倍，則b是原來的2倍．
a．平衡常數    b．HI的平衡濃度     c．達到平衡的時間   d．平衡時H₂的體積分數
（3）實驗室用Zn和稀硫酸制取H₂，反應時溶液中水的電離平衡向右移動（填“向左”“向右”或“不”）；若加入少量下列試劑中的b，產生H₂的速率將增大．
a．NaNO₃ b．CuSO₄ c．Na₂SO₄ d．NaHSO₃
（4）以H₂為燃料可制作氫氧燃料電池．
已知 2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（l）△H=-572kJ•mol^-1
某氫氧燃料電池釋放228.8kJ電能時，生成1mol液態(tài)水，該電池的能量轉化率為80%．

Answer 1

分析 （1）a．硫酸常溫下，不易分解．
b．反應中二氧化硫表現(xiàn)還原性，氧化性比HI強．
c．1molSO₂消耗2molH₂O生成1molH₂SO₄，1molH₂SO₄分解生成1molSO₂與1molH₂O．
d．由Ⅲ可知產生lmolO₂的同時產生2molSO₂，由I可知2molSO₂生成4molHI，由Ⅱ可知4molHI分解生成2mol H₂．
（2）由圖可知，2min內H₂物質的量的變化量，然后計算化學反應速率，再利用化學反應速率之比等于化學計量數之比來解答；根據反應方程式寫平衡表達式，結合平衡濃度計算平衡常數，化學方程式改變方向，平衡常數互為倒數；利用濃度對化學平衡的影響來分析HI的平衡濃度、達到平衡的時間、平衡時H₂的體積分數，但溫度不變，平衡常數不變；
（3）實驗室用Zn和稀硫酸制取H₂，隨反應進行氫離子濃度減小，反應時溶液中水的電離平衡正向進行；依據影響化學反應速率因素分析判斷增大反應速率的試劑，注意原電池反應的分析判斷；
（4）先根據熱化學方程式式求出生成1mol液態(tài)水，理論上放出的能量，然后根據電池的能量轉化率=$\frac{實際生成量}{理論生成量}$×100%；

解答 解：（1）a．硫酸常溫下溫度，不易分解，故a錯誤；
b．反應中二氧化硫表現(xiàn)還原性，還原性比HI強，碘單質氧化性大于二氧化硫，故b錯誤；
c．1molSO₂消耗2molH₂O生成1molH₂SO₄，1molH₂SO₄分解生成1molSO₂與1molH₂O，循環(huán)中水的量減少，故應補充水，故c正確；
d．由Ⅲ可知產生lmolO₂的同時產生2molSO₂，由I可知2molSO₂生成4molHI，由Ⅱ可知4molHI分解生成2mol H₂，即循環(huán)過程中產生l mol O₂的同時產生2mol H₂，故d錯誤；
故選：c；
（2）由圖可知2min內氫氣的物質的量增加了0.1mol，則氫氣的濃度為$\frac{0.1mol}{1L}$=0.1mol/L，用氫氣表示的化學反應速率為$\frac{0.1mol/L}{2min}$=0.05mol/（L．min），
由反應中的化學計量數可知v（HI）=0.05mol/（L．min）×2=0.1mol/（L．min）；根據方程式計算平衡濃度，c（H₂）=0.1mol/L，c（I₂）=0.1mol/L，c（HI）=0.8mol/L，寫出平衡常數表達式計算：K=$\frac{c（H{\;}_{2}）c（I{\;}_{2}）}{c{\;}^{2}（HI）}$=$\frac{0.1×0.1}{0.8{\;}^{2}}$=$\frac{1}{64}$，則該溫度下，H₂（g）+I₂（g）?2HI（g）的平衡常數K=64；
對該反應，當溫度不變開始加入HI（g）的物質的量是原來的2倍，則溫度不變，K不變，故a錯；物質的量為原來的2倍，該反應是反應前后氣體體積相等的反應，則反應體系中各物質的濃度都是原來的2倍，故b正確；物質的量增大，則化學反應速率先增大的快，后隨濃度的減小，速率增大的程度變小，故c錯；由反應方程式及原來的量與后來的量成正比，則這兩種情況下建立的平衡為等效平衡，即平衡時H₂的體積分數相同，故d錯；
故答案為：0.1mol•L^-1•min^-1；64；b；
（3）實驗室用Zn和稀硫酸制取H₂，反應過程中氫離子濃度減小，反應時溶液中水的電離平衡正向進行，若加入少量下列試劑中生成氫氣反應速率增大的是；
a．加入NaNO₃ 溶液相當于稀釋溶液濃度減小，反應速率減小，故a不符合；
 b．加入CuSO₄ 溶液，和鋅反應生成銅，銅和鋅在稀硫酸溶液中形成原電池反應，生成氫氣速率增大，故b符合；
c．加入Na₂SO₄溶液相當于稀釋溶液濃度減小，反應速率減小，故c不符合；
d．加入NaHSO₃ 溶液會消耗硫酸，生成氫氣的反應速率減小，故d不符合；
故答案為：向右；b；　
（4）生成1mol液態(tài)水，理論上放出的能量為$\frac{572KJ}{2}$=286KJ，電池的能量轉化率=$\frac{實際生成量}{理論生成量}$×100%=$\frac{228.8KJ}{286KJ}$×100%=80%，故答案為：80%．

點評 本題主要考查了反應方程式的分析及計算，反應平衡圖象，平衡常數、反應速率概念計算應用，難度中等．對于圖象，要看清圖象的含義、拐點、平衡點，結合平衡移動規(guī)律進行判斷．