高中化学（人教版，选修4） 第一章化学反应与能量 、第二章阶段性检测题

高中化学（人教版，选修4） 第一章化学反应与能量 、第二章阶段性检测题

第一章、第二章阶段性检测题 ‎(时间：100分钟　满分：100分)‎ 一、选择题(本题包括16小题，每小题3分，共48分；每小题只有一个选项符合题意)‎ ‎1．已知299 K时，合成氨反应N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)　ΔH＝－92.0 kJ·mol－1，将此温度下的1 mol N2和3 mol H2放在一密闭容器中，在催化剂存在时进行反应，测得反应放出的热量为(忽略能量损失)(　　)　　　　　　　　　　　　　‎ A．一定大于92.0 kJ B．一定等于92.0 kJ C．一定小于92.0 kJ D．不能确定 答案　C ‎2．已知反应A2(g)＋2B2(g) 2AB2(g)　ΔH<0，下列说法正确的是(　　)‎ A．升高温度有利于反应速率增加，从而缩短达到平衡的时间 B．升高温度，正向反应速率增加，逆向反应速率减小 C．达到平衡后，升高温度或增大压强都有利于该反应平衡正向移动 D．达到平衡后，降低温度或减小压强都有利于该反应平衡正向移动 答案　A ‎3．①101 kPa时，‎2C(s)＋O2(g)===2CO(g)‎ ΔH＝－221 kJ·mol－1‎ ‎②稀溶液中，H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)‎ ΔH＝－57.3 kJ·mol－1‎ 下列结论正确的是(　　)‎ A．碳的燃烧热大于110.5 kJ·mol－1‎ B．①的反应热为221 kJ·mol－1‎ C．稀硫酸与稀NaOH溶液反应的中和热为57.3 kJ·mol－1‎ D．稀醋酸与稀NaOH溶液反应生成1 mol水，放出57.3 kJ热量 答案　A 解析　A项，燃烧热是指101 kPa,1 mol可燃物质充分燃烧生成稳定氧化物所释放的能量，由题知1 mol C生成1 mol CO放热110.5 kJ，碳的燃烧热是指产物为CO2时对应的热量，要在此基础上继续氧化放热，所以应大于110.5 kJ·mol－1；B项，反应热存在吸热、放热两种情况，可更正为①的反应热为ΔH＝－221 kJ·mol－1；C项，中和热为放热反应，则可表达为中和热为－57.3 kJ·mol－1或中和热为ΔH＝－57.3 kJ·mol－1；D项，稀醋酸为弱酸，反应中继续电离要吸收一部分热量，故放出的热量比57.3 kJ要少。‎ ‎4．一定温度下，在恒容密闭容器中发生如下反应：‎2A(g)＋B(g) ‎3C(g)，若反应开始 时充入2 mol A和2 mol B，达平衡后A的体积分数为a%。其他条件不变时，若按下列四种配比作为起始物质，平衡后A的体积分数大于a%的是(　　)‎ A．1 mol B和3 mol C B．2 mol A、1mol B和1 mol He(不参加反应)‎ C．1 mol B和1 mol C D．2 mol A、3mol B和3 mol C 答案　B ‎5．下列叙述中，不能用平衡移动原理解释的是(　　)‎ A．红棕色的NO2，加压后颜色先变深后变浅 B．高压比常压有利于合成SO3的反应 C．加入催化剂有利于氨的合成 D．工业制取金属钾　Na(l)＋KCl(l) NaCl(l)＋K(g)选取适宜的温度，使K成蒸汽从反应混合物中分离出来 答案　C 解析　A项2NO2(g) N2O4(g)，加压后体积减小，浓度增大，颜色变深，平衡向右移 动，颜色变浅。B项2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g)，增大压强，平衡向正反应方向移动。C项使 用催化剂，平衡不移动。D项钾蒸气从反应混合物中分离出去，使平衡向右移动。‎ ‎6．在298 K、100 kPa时，已知：2H2O(g)===O2(g)＋2H2(g)　ΔH1‎ Cl2(g)＋H2(g)===2HCl(g)　ΔH2‎ ‎2Cl2(g)＋2H2O(g)===4HCl(g)＋O2(g)　ΔH3‎ 则ΔH3与ΔH1和ΔH2间的关系正确的是(　　)‎ A．ΔH3＝ΔH1＋2ΔH2 B．ΔH3＝ΔH1＋ΔH2‎ C．ΔH3＝ΔH1－2ΔH2 D．ΔH3＝ΔH1－ΔH2‎ 答案　A 解析　根据盖斯定律，第二个热化学方程式乘以2，再和第一个热化学方程式相加，即得出第三个热化学方程式。‎ ‎7．对达到平衡状态的可逆反应：A＋B C＋D，若t1时增大压强，正、逆反应速率变化如图所示(v代表反应速率，t代表时间)，下列有关A、B、C、D的状态叙述中正确的是(　　)‎ ‎ ‎ A．A、B、C是气体，D不是气体 ‎ B．A、B是气体，C、D有一种是气体 C．C、D是气体，A、B有一种是气体 D．C、D有一种是气体，A、B都不是气体 答案　C ‎8．同温同压下，已知下列各反应为放热反应，下列各热化学方程式中热量数值最小的是(　　)‎ A．‎2A(l)＋B(l)＝‎2C(g)　ΔH1‎ B．‎2A(g)＋B(g)＝‎2C(g)　ΔH2‎ C．‎2A(g)＋B(g)＝‎2C(l)　ΔH3‎ D．‎2A(l)＋B(l)＝‎2C(l)　ΔH4‎ 答案　A ‎9．已知H2(g)＋I2(g) 2HI(g)　ΔH<0。有相同容积的定容密闭容器甲和乙，甲中加入H2和I2各0.1 mol，乙中加入HI 0.2 mol，相同温度下分别达到平衡。欲使甲中HI的平衡浓度大于乙中HI的平衡浓度，应采取的措施是(　　)‎ A．甲、乙提高相同温度 B．甲中加入0.1 mol He，乙不变 C．甲降低温度，乙不变 D．甲增加0.1 mol H2，乙增加0.1 mol I2‎ 答案　C 解析　0.2 mol HI相当于H2、I2各0.1 ‎ mol，所以甲、乙在题述情况下达到的平衡是等效的。A项，甲、乙提高相同温度，仍等效；B项，甲中加入0.1 mol He对反应无影响；C项，甲降低温度，平衡右移，HI的浓度增大；D项，甲增加0.1 mol H2，乙增加0.1 mol I2，平衡都向右移动，HI的浓度都增大，具体结果不能断定。‎ ‎10．下列说法或表示方法正确的是(　　)‎ A．若将等量的硫蒸气和硫固体分别完全燃烧，后者放出热量多 B．由“C(石墨)＝C(金刚石)　ΔH＝＋1.9 kJ·mol－‎1”‎可知，金刚石比石墨稳定 C．在101 kPa时，‎2 g H2完全燃烧生成液态水，放出285.8 kJ热量，氢气燃烧的热化学方程式表示为 ‎2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH＝＋285.8 kJ·mol－1‎ D．在稀溶液中：H＋＋OH－===H2O　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1，若将含1 mol CH3COOH与含1 mol NaOH的溶液混合，放出的热量小于57.3 kJ 答案　D 解析　A项，硫由气体变成固体放出热量，A不正确。B项，石墨的能量低，能量越低越稳定，B不正确。C项，‎2 g H2是1 mol,1 mol氢气完全燃烧生成液态H2O放出285.8 kJ热量，C不正确。D项， 因为CH3COOH是弱酸，弱酸的电离需要吸热，故放出的热量小于57.3 kJ，D正确。‎ ‎11．下列热化学方程式或离子方程式中，正确的是(　　)‎ A．甲烷的标准燃烧热为－890.3 kJ·mol－1，则甲烷燃烧的热化学方程式可表示为CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g)　ΔH＝－890.3 kJ·mol－1‎ B．‎500 ℃‎、30 MPa下，将0.5 mol N2和1.5 mol H2置于密闭容器中充分反应生成NH3(g)，放热19.3 kJ，其热化学方程式为N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)‎ ΔH＝－38.6 kJ·mol－1‎ C．氯化镁溶液与氨水反应：Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓‎ D．氧化铝溶于NaOH溶液：Al2O3＋2OH－===2AlO＋H2O 答案　D 解析　A项，水应是液态。B项，题述反应为可逆反应，所放出的热量不是38.6 kJ·mol－1。C项，NH3·H2O是弱电解质，应写分子式。D项正确。‎ ‎12．容积固定为‎3 L的某密闭容器中加入1 mol A、2 mol B，一定温度下发生如下反应：A(s)＋2B(g) C(g)＋D(g)，经反应5 min后，测得C的浓度为0.3 mol·L－1。则下列说法中正确的是(　　)‎ A．5 min内D的平均反应速率为0.02 mol·L－1·min－1‎ B．5 min内A的平均反应速率为0.06 mol·L－1·min－1‎ C．经5 min后，向容器内再加入C，正反应速率变小 D．平衡状态时，生成1 mol D时同时生成1 mol A 答案　D 解析　各物质在不同时间的物质的量：‎ A(s)　＋　2B(g) C(g)　＋　D(g)‎ 起始　 1 mol 2 mol 0 0‎ 变化　 0.9 mol 1.8 mol 0.9 mol 0.9 mol ‎5 min末 0.1 mol 0.2 mol 0.9 mol 0.9 mol A项，v(D)＝＝0.06 mol·L－1·min－1；‎ B项，因为A为固体，不能用A表示反应速率；‎ C项，向容器内再加入C，正、逆反应速率都增大；D正确。‎ ‎13．将4 mol A气体和2 mol B气体在‎2 L的定容密闭容器中混合，并在一定条件下发生如下反应：‎ ‎2A‎(g)＋B(g) ‎2C(g)；经2 s后测得C的物质的量浓度为0.6 mol·L－1，现有下列几种说法：‎ ‎①用物质A表示的这段时间的平均速率为0.3 mol·L－1·s－1‎ ‎②用物质B表示的这段时间的平均速率为0.6 mol·L－1·s－1‎ ‎③2 s时物质A的转化率为30%‎ ‎④2 s时物质B的物质的量浓度为0.3 mol·L－1‎ 其中正确的是(　　)‎ A．①③　　 B．②④　　 C．①② 　　D．③④‎ 答案　A 解析　　　　　‎2A(g)　＋B(g) 　‎2C(g)‎ 起始(mol·L－1)　2　　　　1　　　　　　　0‎ 变化(mol·L－1) 0.6 0.3 0.6‎ ‎2 s末(mol·L－1) 1.4 0.7 0.6‎ ‎①v(A)＝＝0.3 mol·L－1·s－1，‎ ‎②v(B)＝＝0.15 mol·L－1·s－1，‎ ‎③A的转化率＝×100%＝30%，‎ ‎④c(B)＝0.7 mol·L－1。‎ ‎14.‎ 已知：2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g)　ΔH＝－566 kJ·mol－1‎ Na2O2(s)＋CO2(g)===Na2CO3(s)＋1/2O2(g)　ΔH＝－226 kJ·mol－1‎ 根据以上热化学方程式判断，下列说法正确的是(　　)‎ A．CO的燃烧热为283 kJ B．上图可表示由CO生成CO2的反应过程和能量关系 C．2Na2O2(s)＋2CO2(s)===2Na2CO3(s)＋O2(g)　ΔH>－452 kJ·mol－1‎ D．CO(g)与Na2O2(s)反应放出509 kJ热量时，电子转移数为6.02×1023‎ 答案　C 解析　A项，CO的燃烧热为－283 kJ·mol－1，A错。B项，表示CO生成CO2的能量变化与过程无关。C项，CO2由气态变成液态放出热量，Na2O2与固态CO2放出热量少，故C正确。D项，CO(g)＋Na2O2(s)===Na2CO3(s)　ΔH＝－509 kJ·mol－1，放出509 kJ的热量，电子转移数为2×6.02×1023。‎ ‎15．某温度下，H2(g)＋CO2(g) H2O(g)＋CO(g)的平衡常数K＝。该温度下在甲、乙、丙三个恒容密闭容器中，投入H2(g)和CO2(g)，其起始浓度如下表所示。‎ 起始浓度 甲 乙 丙 c(H2)/mol·L－1‎ ‎0.010‎ ‎0.020‎ ‎0.020‎ c(CO2)/mol·L－1‎ ‎0.010‎ ‎0.010‎ ‎0.020‎ 下列判断不正确的是(　　)‎ A．平衡时，乙中CO2的转化率大于60%‎ B．平衡时，甲中和丙中H2的转化率均是60%‎ C．平衡时，丙中c(CO2)是甲中的2倍，是0.012 mol·L－1‎ D．反应开始时，丙中的反应速率最快，甲中的反应速率最慢 答案　C 解析　A项，增大c(H2)可提高CO2的转化率，故A项正确；B项，设甲中转化的c(H2)为x，则有x2/(0.010－x)2＝9/4，解得x＝0.006 mol·L－1，则甲中H2的转化率为60%。对甲加压，使容器体积减小为原来的一半与丙等效，而加压平衡不移动，所以二者H2的转化率相同；C项，平衡时，甲、丙中c(CO2)分别为0.004 mol·L－1、0.008 mol·L－1；D项，温度相同，丙中反应物浓度最大，甲中最小，所以丙中的反应速率最快，甲中的反应速率最慢。‎ ‎16．低温脱硝技术可用于处理废气中的氮氧化物，发生的化学反应为 ‎2NH3(g)＋NO(g)＋NO2(g)‎180℃‎ 催化剂 2N2(g)＋3H2O(g)　ΔH<0‎ 在恒容的密闭容器中，下列有关说法正确的是(　　)‎ A．平衡时，其他条件不变，升高温度可使该反应的平衡常数增大 B．平衡时，其他条件不变，增加NH3的浓度，废气中氮氧化物的转化率减小 C．单位时间内消耗NO和N2的物质的量比为1∶2时，反应达到平衡 D．其他条件不变，使用高效催化剂，废气中氮氧化物的转化率增大 答案　C 解析　A项，升高温度，平衡向逆反应方向移动，由平衡常数表达式K＝可知，K值减小。B项，增大NH3的浓度时，氮氧化物的转化率增大。C项，当v正(NO)∶v逆(N2)＝1∶2时，反应达到平衡，正确。D项，使用催化剂不能改变化学平衡，故氮氧化物的转化率不变。‎ 二、非选择题(本题包括6小题，共52分)‎ ‎17．(6分)能源是人类生存和发展的重要支柱。研究化学反应过程中的能量变化在能源紧缺的今天具有重要的理论意义。已知下列热化学方程式：‎ ‎①2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－570 kJ·mol－1；‎ ‎②H2(g)＋1/2O2(g)===H2O(g) ΔH＝－242 kJ·mol－1；‎ ‎③C(s)＋1/2O2(g)===CO(g) ΔH＝－110.5 kJ·mol－1；‎ ‎④C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH＝－393.5 kJ·mol－1；‎ ‎⑤CO2(g)＋2H2O(g)===2CH4(g)＋2O2(g) ΔH＝＋890 kJ·mol－1‎ 回答下列问题：‎ ‎(1)上述反应中属于吸热反应的是___________________________________________。‎ ‎(2)H2的燃烧热为_______________________________________________________。‎ ‎(3)盖斯定律在生产和科学研究中有很重要的意义。有些反应的反应热虽然难直接测定，但可通过间接的方法求得。已知C(s)＋H2O(g)===H2(g)＋CO(g)　ΔH＝a kJ·mol－1；则a＝________；该反应的熵ΔS________0(选填“>”、“＝”或“<”)。‎ 答案　(1)⑤　(2)ΔH＝－285 kJ·mol－1‎ ‎(3)＋131.5　>‎ 解析　由题中热化学方程式知(5)是吸热反应；氢气的燃烧热是指1 mol H2完全燃烧生成液态水放出的热量；由③－②得C(s)＋H2O(g)===H2(g)＋CO(g)　ΔH＝＋131.5 kJ·mol－1，气体体积增大，故ΔS>0。‎ ‎18．(8分)红磷P(s)和Cl2(g)发生反应生成PCl3和PCl5，反应过程和能量关系如图所示(图中的ΔH表示生成1 mol产物的数据)，根据下图回答下列问题：‎ ‎(1)PCl5分解生成PCl3和Cl2的热化学方程式____________________；上述分解反应是一个可逆反应，温度T1时，在密闭容器中加入0.8 mol PCl5，反应达到平衡时还剩余0.6 mol PCl5，其分解率α1等于________；若反应温度由T‎1升高到T2，平衡时PCl5的分解率α2，α2________α1(填“大于”、“小于”或“等于”)。‎ ‎(2)工业上制备PCl5通常分两步进行，先将P和Cl2反应生成中间产物PCl3，然后降温，再和Cl2反应生成PCl5。原因是_________________________________________________。‎ ‎(3)P和Cl2分两步反应生成1 mol PCl5的ΔH3＝____________。‎ 答案　(1)PCl5(g)===PCl3(g)＋Cl2(g)　ΔH＝＋93 kJ·mol－1　25%　大于　(2)因为PCl5分解反应是吸热反应，温度太高，不利于PCl5的生成　(3)－399 kJ·mol－1‎ ‎19．(6分)在一定温度下，将2 mol A和2 mol B两种气体相混合于体积为‎2 L的某密闭容器中(容积不变)，发生如下反应：‎3A(g)＋B(g) xC(g)＋2D(g)，ΔH<0,2 min末反应达到平衡状态(温度不变)，生成了0.8 mol D，并测得C的浓度为0.4 mol·L－1，请填写下列空白：‎ ‎(1)x的值等于________________。‎ ‎(2)该反应的化学平衡常数K＝________，升高温度时K值将________(选填“增大”、“减小”或“不变”)。‎ ‎(3)A物质的转化率为__________________。‎ ‎(4)若维持温度不变，在原平衡混合物的容器中再充入3 mol C和3 mol D，欲使达到新的平衡时，各物质的物质的量分数与原平衡相同，则至少应再充入B的物质的量为________ mol。‎ 答案　(1)2　(2)0.5　减小　(3)60%　(4)3‎ 解析　‎3A(g)＋B(g) xC(g)＋2D(g)　ΔH<0‎ 生成0.8 mol D，C的浓度为0.4 mol·L－1，C的物质的量为0.8 mol，故x＝2。‎ 各物质在不同时间的物质的量 ‎　‎3A(g)　＋　B(g) ‎2C(g)　＋　2D(g)‎ 起始　2 mol　　　 2 mol　　　0　　　　　0‎ 变化　1.2 mol　 　0.4 mol　0.8 mol　　0.8 mol 平衡　0.8 mol　 　1.6 mol　0.8 mol　　0.8 mol K＝＝0.5‎ 升高温度，平衡向左移动，K减小，A的转化率为×100%＝60%。‎ ‎(4)温度、体积不变，对于一个等体反应，达到同一平衡状态，A与B的物质的量之比等于2∶2＝1∶1即可，故n(B)＝3 mol。‎ ‎20．(8分)在‎2 L密闭容器中，‎800℃‎时反应2NO(g)＋O2(g) 2NO2(g)体系中，n(NO)随时间的变化如下表：‎ 时间/s ‎0‎ ‎1‎ ‎2‎ ‎3‎ ‎4‎ ‎5‎ n(NO)/mol ‎0.020‎ ‎0.010‎ ‎0.008‎ ‎0.007‎ ‎0.007‎ ‎0.007‎ ‎(1)写出该反应的平衡常数表达式：K＝________，已知：K(‎300℃‎)>K(‎350℃‎)，该反应是________反应(填“放热”或“吸热”)。‎ ‎(2)上图中表示NO2的变化的曲线是________，用O2的浓度变化表示从0～2 s内该反应的平均速率v＝____________。‎ ‎(3)能说明该反应已经达到平衡状态的是(　　)‎ a．v(NO2)＝2v(O2)‎ b．容器内压强保持不变 c．v逆(NO)＝2v正(O2)‎ d．容器内物质的密度保持不变 ‎(4)能使该反应的反应速率增大，且平衡向正反应方向移动的是(　　)‎ a．及时分离出NO2气体 b．适当升高温度 c．增大O2的浓度 d．选择高效的催化剂 答案　(1)　放热 ‎(2)b　1.5×10－3 mol·L－1·s－1‎ ‎(3)bc　(4)c ‎21．(12分)某氮肥厂氨氮废水中的氮元素多以NH和NH3·H2O的形式存在，该废水的处理流程如下：‎ ‎ (1)过程Ⅰ：加NaOH溶液，调节pH至9后，升温至‎30℃‎，通空气将氨赶出并回收。‎ ‎①用离子方程式表示加NaOH溶液的作用：‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎②用化学平衡原理解释通空气的目的：‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)过程Ⅱ：在微生物作用的条件下，NH经过两步反应被氧化成NO。两步反应的能量变化示意图如下：‎ ① 第一步反应是________反应(选填“放热”或“吸热”)，判断依据是 ‎________________________________________________________________________。‎ ‎②1 mol NH(aq)全部氧化成NO(aq)的热化学方程式是 ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(3)过程Ⅲ：一定条件下，向废水中加入CH3OH，将HNO3还原成N2。若该反应消耗‎32 g CH3OH，转移6 mol电子，则参加反应的还原剂和氧化剂的物质的量之比是________。‎ 答案　(1)①NH＋OH－ NH3·H2O ‎②废水中的NH3被空气带走，使NH3·H2O NH3＋H2O的平衡向正反应方向移动，利于 除氨 ‎(2)①放热　ΔH＝－273 kJ·mol－1<0(或反应物的总能量大于生成物的总能量)‎ ‎②NH(aq)＋2O2(g)===2H＋(aq)＋NO(aq)＋H2O(l)　ΔH＝－346 kJ·mol－1‎ ‎(3)5∶6‎ 解析　(1)加NaOH显然是使NH转化为NH3·H2O，升温更有利于NH3·H2O NH3＋H2O的平衡向正反应方向移动，利于除氨。“通空气将氨赶出并回收”，很显然利用了平衡移动原理。‎ ‎(2)①由图示可看出反应物的总能量大于生成物的总能量，所以是放热反应。‎ ‎③根据盖斯定律可知，1 mol NH(aq)被全部氧化成NO(aq)的反应热ΔH＝－273 kJ·mol－1＋(－73 kJ·mol－1)＝－346 kJ·mol－1。‎ ‎(3)‎32 g CH3OH是1 mol，失6 mol电子生成1 mol CO2，而1 mol HNO3可被还原为0.5 mol N2，得5 mol电子，由得失电子守恒知还原剂(CH3OH)和氧化剂(HNO3)的物质的量之比是5∶6。‎ ‎22．(12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　　2HI H2＋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。‎ ‎0～2 min内的平均反应速率v(HI)＝________。该温度下，H2(g)＋I2(g) 2HI(g)的平衡常数K＝________。‎ 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，反应时溶液中水的电离平衡________移动(填“向左”、“向右”或“不”)；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 ‎(4)以H2为燃料可制作氢氧燃料电池。‎ 已知2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)‎ ΔH＝－572 kJ·mol－1‎ 某氢氧燃料电池释放228.8 kJ电能时，生成1 mol液态水，该电池的能量转化率为 ‎________。‎ 答案　(1)c　(2)0.1 mol·L－1·min－1　64　b　(3)向右　b　(4)80%‎ 解析　本题主要考查了化学反应速率与化学平衡、水的电离平衡和化学计算。‎ ‎(1)a项错误，反应Ⅲ在常温下向左进行；b项，SO2的还原性比HI强；c项，根据盖斯定律Ⅰ×2＋Ⅱ×2＋Ⅲ得总反应：2H2O===2H2＋O2，循环过程中消耗了H2O；d项，根据总反应知产生1 mol O2的同时产生2 mol H2。‎ ‎(2)由题干数据分析该反应：‎ ‎　　　　H2　＋　I2　===　2HI 起始： 0 0 1 mol 转化： 0.1 mol 0.1 mol 0.2 mol 平衡： 0.1 mol 0.1 mol 0.8 mol ‎0～2 min内平均反应速率v(HI)＝＝0.1 mol·L－1·min－1‎ 平衡常数K＝＝64‎ 第三问，若开始加入HI的物质的量是原来的2倍，相当于先将HI加入到‎2 L的容器(达到的平衡状态与原平衡一致，即HI的浓度、H2的体积分数与原平衡相同)，再将体积压缩至‎1 L，因为该反应为等体积反应，加压平衡不移动，所以HI的浓度为原来的2倍，H2的体积分数不变；温度不变，平衡常数不变；加入HI的物质的量增大，反应物浓度增大，反应速率加快，达到平衡的时间缩短。‎ ‎(3)Zn与稀H2SO4反应，c(H＋)减小，水的电离平衡向右移动；若向原溶液中加入NaNO3，Zn与H＋、NO反应不生成H2；若加CuSO4，Zn＋CuSO4===ZnSO4＋Cu，Zn与Cu构成原电池，加快反应速率；若加Na2SO4，对反应速率没有影响；若加NaHSO3，HSO消耗H＋生成H2O和SO2，反应速率减小。‎ ‎(4)生成1 mol液态水，理论上放热＝286 kJ，则该电池的能量转化率为×100%＝80%。 ‎