题目内容
硫--碘循环分解水制氢主要涉及下列反应：I、SO2+2H2O+I2=H2SO4+2HIⅡ、2HI?H2+I2Ⅲ、2H2SO4=2SO2+O2+2H2O
（1）分析上述反应，下列判断正确的是
a．反应III易在常温下进行
b．反应I中SO2氧化性比HI强
c．循环过程中需补充H2O
d．循环过程中产生1molO2的同时产生1molH2
（2）一定温度下，向1L密闭容器中加入1molHI（g），发生反应II，H2物质的量随时间的变化如图所示．
0-2min内的平均反应速率v（HI）=
a．平衡常数 b．HI的平衡浓度 c．达到平衡的时间 d．平衡时H2的体积分数
（3）实验室用Zn和稀硫酸制取H2，反应时溶液中水的电离平衡
A．NaNO3 b．CuSO4 c．Na2SO4 d．NaHSO3．
考点：化学平衡的计算,化学反应速率的影响因素
专题：
分析：（1）a．硫酸常温下，不易分解．
b．反应中二氧化硫表现还原性，氧化性比HI强．
c．1molSO2消耗2molH2O生成1molH2SO4，1molH2SO4分解生成1molSO2与1molH2O．
d．由Ⅲ可知产生lmolO2的同时产生2molSO2，由I可知2molSO2生成4molHI，由Ⅱ可知4molHI分解生成2mol H2．
（2）由图可知，2min内H2物质的量的变化量，然后计算化学反应速率，再利用化学反应速率之比等于化学计量数之比来解答；根据反应方程式写平衡表达式，结合平衡浓度计算平衡常数，化学方程式改变方向，平衡常数互为倒数；利用浓度对化学平衡的影响来分析HI的平衡浓度、达到平衡的时间、平衡时H2的体积分数，但温度不变，平衡常数不变；
（3）实验室用Zn和稀硫酸制取H2，随反应进行氢离子浓度减小，反应时溶液中水的电离平衡正向进行；依据影响化学反应速率因素分析判断增大反应速率的试剂，注意原电池反应的分析判断．
b．反应中二氧化硫表现还原性，氧化性比HI强．
c．1molSO2消耗2molH2O生成1molH2SO4，1molH2SO4分解生成1molSO2与1molH2O．
d．由Ⅲ可知产生lmolO2的同时产生2molSO2，由I可知2molSO2生成4molHI，由Ⅱ可知4molHI分解生成2mol H2．
（2）由图可知，2min内H2物质的量的变化量，然后计算化学反应速率，再利用化学反应速率之比等于化学计量数之比来解答；根据反应方程式写平衡表达式，结合平衡浓度计算平衡常数，化学方程式改变方向，平衡常数互为倒数；利用浓度对化学平衡的影响来分析HI的平衡浓度、达到平衡的时间、平衡时H2的体积分数，但温度不变，平衡常数不变；
（3）实验室用Zn和稀硫酸制取H2，随反应进行氢离子浓度减小，反应时溶液中水的电离平衡正向进行；依据影响化学反应速率因素分析判断增大反应速率的试剂，注意原电池反应的分析判断．
解答：
解：（1）a．硫酸常温下温度，不易分解，故a错误；
b．反应中二氧化硫表现还原性，还原性比HI强，碘单质氧化性大于二氧化硫，故b错误；
c．1molSO2消耗2molH2O生成1molH2SO4，1molH2SO4分解生成1molSO2与1molH2O，循环中水的量减少，故应补充水，故c正确；
d．由Ⅲ可知产生lmolO2的同时产生2molSO2，由I可知2molSO2生成4molHI，由Ⅱ可知4molHI分解生成2mol H2，即循环过程中产生l mol O2的同时产生2mol H2，故d错误；
故答案为：c；
（2）由图可知2min内氢气的物质的量增加了0.1mol，则氢气的浓度为
=0.1mol/L，用氢气表示的化学反应速率为
=0.05mol/（L．min），
由反应中的化学计量数可知v（HI）=0.05mol/（L．min）×2=0.1mol/（L．min）；根据方程式计算平衡浓度，c（H2）=0.1mol/L，c（I2）=0.1mol/L，c（HI）=0.8mol/L，写出平衡常数表达式计算：K=
=
=
，则该温度下，H2（g）+I2（g）?2HI（g）的平衡常数K=64；
对该反应，当温度不变开始加入HI（g）的物质的量是原来的2倍，则温度不变，K不变，故a错；物质的量为原来的2倍，该反应是反应前后气体体积相等的反应，
则反应体系中各物质的浓度都是原来的2倍，故b正确；物质的量增大，则化学反应速率先增大的快，后随浓度的减小，速率增大的程度变小，故c错；
由反应方程式及原来的量与后来的量成正比，则这两种情况下建立的平衡为等效平衡，即平衡时H2的体积分数相同，故d错；
故答案为：0.1mol?L-1?min-1；64；b；
（3）实验室用Zn和稀硫酸制取H2，反应过程中氢离子浓度减小，反应时溶液中水的电离平衡正向进行；
若加入少量下列试剂中生成氢气反应速率增大，则
a．加入NaNO3 溶液相当于稀释溶液浓度减小，反应速率减小，故a不符合；
b．加入CuSO4 溶液，和锌反应生成铜，铜和锌在稀硫酸溶液中形成原电池反应，生成氢气速率增大，故b符合；
c．加入Na2SO4溶液相当于稀释溶液浓度减小，反应速率减小，故c不符合；
d．加入NaHSO3 溶液会消耗硫酸，生成氢气的反应速率减小，故d不符合；
故答案为：向右；b．
b．反应中二氧化硫表现还原性，还原性比HI强，碘单质氧化性大于二氧化硫，故b错误；
c．1molSO2消耗2molH2O生成1molH2SO4，1molH2SO4分解生成1molSO2与1molH2O，循环中水的量减少，故应补充水，故c正确；
d．由Ⅲ可知产生lmolO2的同时产生2molSO2，由I可知2molSO2生成4molHI，由Ⅱ可知4molHI分解生成2mol H2，即循环过程中产生l mol O2的同时产生2mol H2，故d错误；
故答案为：c；
（2）由图可知2min内氢气的物质的量增加了0.1mol，则氢气的浓度为
| 0.1mol |
| 1L |
| 0.1mol/L |
| 2min |
由反应中的化学计量数可知v（HI）=0.05mol/（L．min）×2=0.1mol/（L．min）；根据方程式计算平衡浓度，c（H2）=0.1mol/L，c（I2）=0.1mol/L，c（HI）=0.8mol/L，写出平衡常数表达式计算：K=
| c(H 2)c(I 2) |
| c 2(HI) |
| 0.1×0.1 |
| 0．82 |
| 1 |
| 64 |
对该反应，当温度不变开始加入HI（g）的物质的量是原来的2倍，则温度不变，K不变，故a错；物质的量为原来的2倍，该反应是反应前后气体体积相等的反应，
则反应体系中各物质的浓度都是原来的2倍，故b正确；物质的量增大，则化学反应速率先增大的快，后随浓度的减小，速率增大的程度变小，故c错；
由反应方程式及原来的量与后来的量成正比，则这两种情况下建立的平衡为等效平衡，即平衡时H2的体积分数相同，故d错；
故答案为：0.1mol?L-1?min-1；64；b；
（3）实验室用Zn和稀硫酸制取H2，反应过程中氢离子浓度减小，反应时溶液中水的电离平衡正向进行；
若加入少量下列试剂中生成氢气反应速率增大，则
a．加入NaNO3 溶液相当于稀释溶液浓度减小，反应速率减小，故a不符合；
b．加入CuSO4 溶液，和锌反应生成铜，铜和锌在稀硫酸溶液中形成原电池反应，生成氢气速率增大，故b符合；
c．加入Na2SO4溶液相当于稀释溶液浓度减小，反应速率减小，故c不符合；
d．加入NaHSO3 溶液会消耗硫酸，生成氢气的反应速率减小，故d不符合；
故答案为：向右；b．
点评：本题主要考查了反应方程式的分析及计算，反应平衡图象，平衡常数、反应速率概念计算应用，难度中等．对于图象，要看清图象的含义、拐点、平衡点，结合平衡移动规律进行判断．
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