Question

19．硫-碘循環(huán)分解水制氫主要涉及下列反應(yīng)：
I     SO₂+2H₂O+I₂═H₂SO₄+2HI
II    2HI?H₂+I₂
III   2H₂SO₄═2SO₂+O₂+2H₂O（1）分析上述反應(yīng)，下列判斷正確的是c．
a．反應(yīng)III易在常溫下進(jìn)行  b．反應(yīng)I中SO₂氧化性比HI強(qiáng)
c．循環(huán)過程中需補(bǔ)充H₂Od．循環(huán)過程中產(chǎn)生1molO₂的同時(shí)產(chǎn)生1molH₂
（2）一定溫度下，向1L密閉容器中加入1molHI（g），發(fā)生反應(yīng)II，H₂物質(zhì)的量隨時(shí)間的變化如圖所示．0～2min內(nèi)的平均反應(yīng)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(shù)K=64．相同溫度下，若開始加入HI（g）的物質(zhì)的量是原來的2倍，則b是原來的2倍．
a．平衡常數(shù)    b．HI的平衡濃度     c．達(dá)到平衡的時(shí)間   d．平衡時(shí)H₂的體積分?jǐn)?shù)
（3）實(shí)驗(yàn)室用Zn和稀硫酸制取H₂，反應(yīng)時(shí)溶液中水的電離平衡向右移動(dòng)（填“向左”“向右”或“不”）；若加入少量下列試劑中的b，產(chǎn)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(shí)，生成1mol液態(tài)水，該電池的能量轉(zhuǎn)化率為80%．

Answer 1

分析 （1）a．硫酸常溫下，不易分解．
b．反應(yīng)中二氧化硫表現(xiàn)還原性，氧化性比HI強(qiáng)．
c．1molSO₂消耗2molH₂O生成1molH₂SO₄，1molH₂SO₄分解生成1molSO₂與1molH₂O．
d．由Ⅲ可知產(chǎn)生lmolO₂的同時(shí)產(chǎn)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(nèi)H₂物質(zhì)的量的變化量，然后計(jì)算化學(xué)反應(yīng)速率，再利用化學(xué)反應(yīng)速率之比等于化學(xué)計(jì)量數(shù)之比來解答；根據(jù)反應(yīng)方程式寫平衡表達(dá)式，結(jié)合平衡濃度計(jì)算平衡常數(shù)，化學(xué)方程式改變方向，平衡常數(shù)互為倒數(shù)；利用濃度對化學(xué)平衡的影響來分析HI的平衡濃度、達(dá)到平衡的時(shí)間、平衡時(shí)H₂的體積分?jǐn)?shù)，但溫度不變，平衡常數(shù)不變；
（3）實(shí)驗(yàn)室用Zn和稀硫酸制取H₂，隨反應(yīng)進(jìn)行氫離子濃度減小，反應(yīng)時(shí)溶液中水的電離平衡正向進(jìn)行；依據(jù)影響化學(xué)反應(yīng)速率因素分析判斷增大反應(yīng)速率的試劑，注意原電池反應(yīng)的分析判斷；
（4）先根據(jù)熱化學(xué)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(jù)電池的能量轉(zhuǎn)化率=$\frac{實(shí)際生成量}{理論生成量}$×100%；

解答 解：（1）a．硫酸常溫下溫度，不易分解，故a錯(cuò)誤；
b．反應(yīng)中二氧化硫表現(xiàn)還原性，還原性比HI強(qiáng)，碘單質(zhì)氧化性大于二氧化硫，故b錯(cuò)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(yīng)補(bǔ)充水，故c正確；
d．由Ⅲ可知產(chǎn)生lmolO₂的同時(shí)產(chǎn)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(chǎn)生l mol O₂的同時(shí)產(chǎn)生2mol H₂，故d錯(cuò)誤；
故選：c；
（2）由圖可知2min內(nèi)氫氣的物質(zhì)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(xué)反應(yīng)速率為$\frac{0.1mol/L}{2min}$=0.05mol/（L．min），
由反應(yīng)中的化學(xué)計(jì)量數(shù)可知v（HI）=0.05mol/（L．min）×2=0.1mol/（L．min）；根據(jù)方程式計(jì)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(shù)表達(dá)式計(jì)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(shù)K=64；
對該反應(yīng)，當(dāng)溫度不變開始加入HI（g）的物質(zhì)的量是原來的2倍，則溫度不變，K不變，故a錯(cuò)；物質(zhì)的量為原來的2倍，該反應(yīng)是反應(yīng)前后氣體體積相等的反應(yīng)，則反應(yīng)體系中各物質(zhì)的濃度都是原來的2倍，故b正確；物質(zhì)的量增大，則化學(xué)反應(yīng)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(cuò)；由反應(yīng)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(shí)H₂的體積分?jǐn)?shù)相同，故d錯(cuò)；
故答案為：0.1mol•L^-1•min^-1；64；b；
（3）實(shí)驗(yàn)室用Zn和稀硫酸制取H₂，反應(yīng)過程中氫離子濃度減小，反應(yīng)時(shí)溶液中水的電離平衡正向進(jìn)行，若加入少量下列試劑中生成氫氣反應(yīng)速率增大的是；
a．加入NaNO₃ 溶液相當(dāng)于稀釋溶液濃度減小，反應(yīng)速率減小，故a不符合；
 b．加入CuSO₄ 溶液，和鋅反應(yīng)生成銅，銅和鋅在稀硫酸溶液中形成原電池反應(yīng)，生成氫氣速率增大，故b符合；
c．加入Na₂SO₄溶液相當(dāng)于稀釋溶液濃度減小，反應(yīng)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(yīng)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(zhuǎn)化率=$\frac{實(shí)際生成量}{理論生成量}$×100%=$\frac{228.8KJ}{286KJ}$×100%=80%，故答案為：80%．

點(diǎn)評 本題主要考查了反應(yīng)方程式的分析及計(jì)算，反應(yīng)平衡圖象，平衡常數(shù)、反應(yīng)速率概念計(jì)算應(yīng)用，難度中等．對于圖象，要看清圖象的含義、拐點(diǎn)、平衡點(diǎn)，結(jié)合平衡移動(dòng)規(guī)律進(jìn)行判斷．