Question

13．硫一碘循環(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(chǎn)生1mol O₂的同時產(chǎn)生1mol H₂
（2）一定溫度下，向1L密閉容器中加入1mol HI（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）=0.1 mol•L^-1•min^-1．
（3）實驗室用Zn和稀硫酸制取H₂，若加入少量下列試劑中的b，產(chǎn)生H₂的速率將增大（填字母）．
a．NaNO₃b．CuSO₄      c．Na₂SO₄       d．NaHSO₃
（4）以H₂為燃料可制成氫氧燃料電池．
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%．
（5）利用氫氣合成二甲醚的三步反應如下：
①2H₂（g）+CO（g）═CH₃OH（g）；△H=-90.8kJ•mol^-1
②2CH₃OH（g）═CH₃OCH₃（g）+H₂O（g）；△H=-23.5kJ•mol^-1
③CO（g）+H₂O（g）═CO₂（g）+H₂（g）；△H=-41.3kJ•mol^-1
總反應：3H₂（g）+3CO（g）═CH₃OCH₃（g）+CO₂ （g）的△H=-246.4kJ•mol^-1；
（6）判斷該可逆反應達到化學平衡狀態(tài)的標志是cd（填字母）．
a．v生成（CH₃OH）=v消耗（CO）        b．混合氣體的密度不再改變
c．混合氣體的平均相對分子質量不再改變 d．CO、H₂、CH₃OH的濃度均不再變化
（7）在某溫度下，向一個容積不變的密閉容器中通入2.5mol CO和7.5mol H₂反應生成CH₃OH（g），達到平衡時CO的轉化率為90%，此時容器內的壓強為開始時的0.55倍．

Answer 1

分析 （1）根據(jù)已知的反應來分析物質的性質，并利用氧化還原反應來分析氧化性的強弱，利用三個已知反應可得到分解水制氫氣的反應來解答，
a．因硫酸在常溫下穩(wěn)定常溫下不發(fā)生；
b．由反應Ⅰ可知，還原劑的還原性大于還原產(chǎn)物的還原性；
c．由反應Ⅰ×2+Ⅱ×2+Ⅲ可得到2H₂O═2H₂+O₂，則該循環(huán)中消耗水；
d．化學方程式定量關系計算可知，循環(huán)過程中產(chǎn)生1molO₂的同時產(chǎn)生2molH₂；
（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(shù)之比來計算碘化氫的反應速率；
（3）利用原電池原理來分析反應速率加快的原因，
a．若加入NaNO₃溶液形成的稀硝酸具有硝酸的強氧化性和鋅反應不能生成氫氣；
b．加入CuSO₄ 后，Zn與硫酸銅溶液反應置換出Cu，在溶液中形成原電池反應；
c．Na₂SO₄ 的加入，離子不參與反應，則對化學反應速率無影響；
d．加入NaHSO₃會和H⁺反應，降低c（H⁺）；
（4）根據(jù)熱化學反應方程式計算生成1mol水放出的能量，再利用燃料電池釋放228.8KJ電能來計算電池的能量轉化率；
（5）據(jù)蓋斯定律由已知的熱化學方程式乘以相應的數(shù)值進行加減，來構造目標熱化學方程式，反應熱也乘以相應的數(shù)值進行加減，由蓋斯定律可知，①×2+②+③得到；
（6）根據(jù)化學平衡狀態(tài)的特征解答，當反應達到平衡狀態(tài)時，正逆反應速率相等，各物質的濃度、百分含量不變，以及由此衍生的一些量也不發(fā)生變化，解題時要注意，選擇判斷的物理量，隨著反應的進行發(fā)生變化，當該物理量由變化到定值時，說明可逆反應到達平衡狀態(tài)；
（7）根據(jù)化學反應前后壓強之比等于物質的量之比，結合化學反應三行計算方法列式計算．

解答 解：（1）a．因硫酸在常溫下穩(wěn)定，則反應Ⅲ常溫下不發(fā)生，故a錯；
b．由反應Ⅰ可知，還原劑的還原性大于還原產(chǎn)物的還原性，則還原性SO₂＞HI，即SO₂的氧化性比HI的弱，故b錯；
c．由反應Ⅰ×2+Ⅱ×2+Ⅲ可得到2H₂O═2H₂+O₂，則該循環(huán)中消耗水，需要及時補充水，故c正確；
d．Ⅰ、2SO₂+4H₂O+2I₂═2H₂SO₄+4HI
Ⅱ、4HI═2H₂+2I₂
Ⅲ、2H₂SO₄═2SO₂↑+O₂↑+2H₂O
循環(huán)過程中產(chǎn)生1molO₂的同時產(chǎn)生2molH₂，故d錯，
故答案為：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），反應速率之比等于化學方程式計量數(shù)之比，0～2min內的平均反應速率v（HI）=2V（H₂）=2×0.05mol/（L．min）=0.1mol/（L．min），
故答案為：0.1mol/（L．min）；
（3）a．若加入NaNO₃溶液形成的稀硝酸具有硝酸的強氧化性，則不會生成氫氣，故a錯誤；
b．加入CuSO₄ 后，Zn與硫酸銅溶液反應置換出Cu，在溶液中形成原電池反應，則構成原電池加快了化學反應速率，故b正確；
c．Na₂SO₄ 的加入，離子不參與反應，則對化學反應速率無影響，故c錯誤；
d．加入NaHSO₃會和H⁺反應，降低c（H⁺），則反應速率減慢，故d錯誤；
故答案為：b；
（4）由2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（I）△H=-572KJ．mol^-1可知，生成1mol水時放出的熱量為572KJ×$\frac{1}{2}$=286KJ，
則電池的能量轉化率為為$\frac{228.8KJ}{286KJ}$×100%=80%，故答案為：80%．
（5）已知：①CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H=-90.8kJ/mol，
②2CH₃OH（g）?CH₃OCH₃（g）+H₂O（g）△H=-23.5kJ/mol，
③CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）△H=-41.3kJ/mol，
由蓋斯定律可知，①×2+②+③得3CO（g）+3H₂（g）?CH₃OCH₃（g）+CO₂（g）△H=-246.4kJ/mol，
故答案為：-246.4kJ/mol；
（6）2H₂（g）+CO（g）═CH₃OH（g）△H=-90.8kJ/mol，反應是氣體體積減小的放熱反應，
a．反應速率之比等于化學方程式計量數(shù)之比為正反應速率速率之比，v生成（CH₃OH）=v消耗（CO）反應是正反應速率之比，只能說明反應正向進行，不能說明反應達到平衡狀態(tài)，故a錯誤；
b．反應前后氣體質量不變，體積不變，混合氣體的密度始終不改變，不能說明反應達到平衡狀態(tài)，故b錯誤；
c．反應前后氣體物質的量變化，氣體質量不變，則混合氣體的平均相對分子質量不再改變說明反應達到平衡狀態(tài)，故c正確；
d．CO、H₂、CH₃OH的濃度均不再變化，是化學平衡的標志，故d正確；
故答案為：cd；       
（7）根據(jù)題意得到：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）
初始物質的量（mol）  2.5     7.5         0
變化的物質的量（mol） 2.25   4.5      2.25
平衡的物質的量 （mol）0.25     3       2.25
氣體壓強之比等于氣體物質的量之比，所以此時容器內的壓強和開始時的比值為（0.25+3+2.25）：（ 2.5+7.5）=0.55，
故答案為：0.55．

點評 本題考查化學反應速率、平衡常數(shù)的計算、蓋斯定律應用、原電池原理等，難度較大，注意知識的積累，熟練掌握化學基礎知識是解題關鍵．