题目内容
【题目】将HI(g)置于密闭容器中，某温度下发生下列变化：2HI(g)H2(g)+I2(g) △H<0
(1)该反应平衡常数的表达式为K=___。
(2)当反应达到平衡时c(I2)=0.5mol/L，c(HI)=4mol/L，则c(H2)为____，HI的分解率为____。
(3)若该反应800℃时达到平衡状态，且平衡常数为1.0，某时刻，测得容器内各物质的溶度分别为c(HI)=2.0mol/L，c(I2)=1.0mol/L，c(H2)=1.0mol/L，则该时刻，反应向____（填“正向”或“逆向”，下同）进行。
【答案】
0.5mol/L 20% 正向
【解析】
(1)根据平衡常数的含义书写；
(2)根据反应方程式中物质的变化关系确定H2的平衡浓度、HI的分解浓度，进而可得HI的起始浓度；
(2)将该时刻各种物质的浓度带入浓度商公式计算数值，并与K比较大小，判断平衡移动方向。
(1)由于化学平衡常数是可逆反应达到化学平衡状态时，各种生成物浓度幂之积与各种反应物浓度幂之积的比，所以反应2HI(g)H2(g)+I2(g)的平衡常数表达式为：K=；
(2)当反应达到平衡时c(I2)=0.5mol/L，根据方程式可知：每有2个HI分解，就会产生1个I2和1个H2，所以反应消耗的HI的浓度是1mol/L，反应产生的H2的平衡浓度c(H2)=0.5mol/L，由于平衡时c(HI)=4mol/L，所以反应前HI的总浓度为c(HI)(起始)=4mol/L+1mol/L=5mol/L，因此 HI 的分解率为：
×100%=20%；
(3)若该反应800℃时达到平衡状态，且平衡常数为1.0，某时刻，测得容器内各物质的浓度分别为c(HI)=2.0mol/L，c(I2)=1.0mol/L，c(H2)=1.0mol/L，则此时浓度商Qc=
=0.25<K=1，表明反应物浓度较大，反应向着正向移动。
【题目】某小组在探究Fe2+性质的实验中观察到异常现象。
实验Ⅰ | 现象 |
| 溶液变红，片刻红色褪去，有气体生成（经检验为O2）。 |
资料：ⅰ．Fe3++3SCN－=Fe(SCN)3（红色），Fe(SCN)3中S元素的化合价为2价
ⅱ．BaSO4是不溶于盐酸的白色沉淀
（1）实验Ⅰ体现了Fe2+的__性，补全H2O2与FeCl2酸性溶液反应的离子方程式：__Fe2+ +__H2O2+__H+ =__Fe3++__H2O
（2）探究“红色褪去”的原因，进行实验Ⅱ：将褪色后的溶液分三份分别进行实验。
实验Ⅱ得出的结论是：红色褪去的原因是__。
（3）为进一步探究“红色褪去”的原因，进行了实验Ⅲ。
实验Ⅲ | 现象 |
| 溶液变红，一段时间后不褪色。 |
取上述反应后的溶液，滴加盐酸和BaCl2溶液 | 无白色沉淀产生。 |
分析上述三个实验，下列叙述正确的是__（填字母）。
A．实验Ⅲ中发生了氧化还原反应：4Fe2++O2+4H+=4Fe3++2H2O
B．通过实验Ⅲ推出实验Ⅰ中氧化FeCl2的只有O2
C．O2在该实验条件下不能使红色溶液褪色
D．实验Ⅰ中红色褪去与H2O2的氧化性有关
（4）上述实验探究过程用到的实验方法有__（写出一条）。
