Question

（7分）硫—碘循环分解水制氢主要涉及下列反应：

Ⅰ. SO₂＋2H₂O＋I₂===H₂SO₄＋2HI

Ⅱ. 2HIH₂＋I₂

Ⅲ. 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．循环过程产生1 mol O₂的同时产生1 mol H₂

 (2) 一定温度下，向1 L密闭容器中加入1 mol HI(g)，发生反应Ⅱ，H₂物质的量随时间的变化如图所示。

① 0～2 min内的平均反应速率v(HI)＝ ________________

② 该温度下，H₂(g)＋I₂(g) 2HI(g)的平衡常数K＝ __________________

③ 相同温度下，若开始加入HI(g)的物质的量是原来的2倍，则 _____________是原来的2倍。

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，反应时若加入少量下列试剂中的____________产生H₂的速率将增大。

a．NaNO₃          b．CuSO₄           c．Na₂SO₄           d．NaHSO₃

Answer

（1）C(1分)（2）①0.1mol/(L.min)（2分） ②64 （2分） ③b （1分）（3）b（1分）

【解析】

试题分析：（1）H2SO4在常温下，很稳定不易分解，这是常识，所以a是错误的；反应Ⅰ中SO2是还原剂，HI是还原产物，因此还原性SO2＞HI，所以b不正确；将Ⅰ和Ⅱ分别乘以2和Ⅲ相加得：2H2O==2H2+O2，所以c正确，d是错误的，答案选c。

（2）①因为 υ (H2)=0. 1mol/1L/2min=0.05 mol·L-1·min-1，所以根据反应速率之比是相应的化学计量数之比可知，υ (HI)=2 υ (H2)=0.1 mol·L-1·min-1。

②              2HI(g)==H2(g)+I2(g)

                  2     1     1

起始浓度/mol·L－1   1     0     0

变化浓度/mol·L－1： 0.2   0.1   0.1

平衡浓度/mol·L－1： 0.8   0.1   0.1

所以该可逆反应的平衡常数K==64mol/L。

③如果开始时加入HI的量是用来的2倍，则建立的平衡状态和原平衡状态相比是等比破坏，因此HI、H2、I2的物质的量、平衡浓度都是原来的两倍；但铬组分的百分含量、体积分数、平衡常数都是不变的。由于开始时的浓度增大了，反应速率加快，达平衡的时间不可能是原来的两倍，所以答案选b。

（3）水是弱电解质，存在电离平衡H2O=H＋＋OH－，硫酸电离出的氢离子对水的电离是抑制作用，当锌消耗了氢离子后，氢离子浓度降低，促进水的电离；如果加入硝酸钠，则溶液洗相当于是硝酸溶液，此时不再生成氢气；加入的亚硫酸氢钠会和氢离子反应，降低氢离子浓度，反应速率降低；硫酸钠的加入对反应速率是无影响的；加入硫酸铜后，锌与置换出的Cu构成原电池，加快了反应速率，所以答案选b。

考点：考查化学反应速率和化学平衡的移动、影响水的电离的因素等。