Question

1．氫氣是一種清潔能源．科學家探究太陽能制氫技術(shù)，設(shè)計流程圖如圖1：

信息提示：以下反應均在150℃發(fā)生
2HI（aq）?H₂（g）+I₂（g ）△H₁
SO₂（g）+I₂（g）+2H₂O（g）=H₂SO₄（l）+2HI（g）△H₂
2H₂SO₄（l）?2H₂O（g）+2SO₂（g）+O₂（g）△H₃
2H₂O（g）=2H₂（g）+O₂（g）△H₄
請回答下列問題：
（1）△H₄與△H₁、△H₂、△H₃之間的關(guān)系是：△H₄=2△H₁+2△H₂+△H₃．
（2）該制氫氣技術(shù)的優(yōu)點是物質(zhì)循環(huán)利用，能源來自太陽能，無污染且取之不盡用之不竭（兩個要點，一個是物質(zhì)循環(huán)、一個是能量），若反應SO₂（g）+I₂（g）+2H₂O（g）=H₂SO₄（l）+2HI（g）在150℃下能自發(fā)進行，則△H＜0（填“＞”，“＜”或“=”）．
（3）在某溫度下，H₂SO₄在不同催化劑條件下分解產(chǎn)生氧氣的量隨時間變化如圖2所示．則下列說法正確的是BD．
A．H₂SO₄分解反應的活化能大小順序是：E_a（A）＞E_a（ B ）＞E_a（C ）
B．若在恒容絕熱的密閉容器中發(fā)生反應，當K值不變時，說明該反應已經(jīng)達到平衡
C．0～4小時在A催化劑作用下，H₂SO₄分解的平均速率v（O₂）=1250mol•h^-1
D．不同催化劑的催化效果不同，是因為活化分子百分數(shù)不相同
（4）對于反應：2HI（g）?H₂（g）+I₂（g），在716K時，氣體混合物中碘化氫的物質(zhì)的量分數(shù)x（HI）與反應時間t的關(guān)系如表：

t/min	0	20	40	60	80	120
x（HI）	1	0.91	0.85	0.815	0.795	0.784
x（HI）	0	0.60	0.73	0.773	0.780	0.784

①根據(jù)上述實驗結(jié)果，該反應的平衡常數(shù)K的計算式為：$K=\frac{0.108×0.108}{{{{0.784}^2}}}$．
②上述反應中，正反應速率為v_正=k_正•x²（HI），逆反應速率為v_逆=k_逆•x（H₂）•x（I₂），其中k_正、k_逆為速率常數(shù)，則k_逆為k_逆=$\frac{K正}{K}$（以K和k_正表示）．若k_正=0.0027min^-1，在t=40min時，v_正=1.95×10^-3min^-1
③由上述實驗數(shù)據(jù)計算得到v_正～x（HI）和v_逆～x（H₂）的關(guān)系可用圖3表示．當升高到某一溫度時，反應重新達到平衡，相應的點分別為A、E（填字母）

Answer 1

分析 （1）根據(jù)蓋斯定律，將前3個熱化學方程式變形，混合運算推出熱化學式2H₂O（g）=2H₂（g）+O₂（g）△H₄；
（2）流程圖可知該過程中物質(zhì)可以循環(huán)利用，能量源于太陽能是新型的清潔能源，據(jù)此解答；
（3）使用催化劑，可以降低反應的活化能，增大活化分子的百分數(shù)，加快反應速率，不同的催化劑對活化能的改變不同，根據(jù)反應速率可以判斷活化能的大��；
根據(jù)圖象判斷0～4小時生成氧氣的物質(zhì)的量，利用公式v（O₂）=$\frac{△n（{O}_{2}）}{△t}$計算；，據(jù)此分析解答；
（4）①表中第一組，由HI分解建立平衡，表中第二組向逆反應進行建立平衡，由第一組數(shù)據(jù)可知，平衡時HI物質(zhì)的量分數(shù)為0.784，則氫氣、碘蒸汽總物質(zhì)的量分數(shù)為1-0.784=0.216，而氫氣、與碘蒸汽物質(zhì)的量分數(shù)相等均為0.108，反應前后氣體體積不變，用物質(zhì)的量分數(shù)代替濃度代入平衡常數(shù)表達式K=$\frac{c（{H}_{2}）c（{I}_{2}）}{{c}^{2}（HI）}$計算；
②到達平衡時，正、逆反應速率相等，結(jié)合平衡常數(shù)表達式，可知k_逆的表達式；在t=40min時，x（HI）=0.85，代入正反應速率表達式v_正=k_正x²（HI）計算；
③升高溫度，正、逆反應速率均加快，正反應為吸熱反應，升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動，正反應建立平衡，平衡時HI的物質(zhì)的量分數(shù)減小，逆反應建立平衡，平衡時H₂的物質(zhì)的量分數(shù)增大．

解答 解：（1）2H（aq）?H₂（g）+I₂（g）△H₁ ①
SO₂（g）+I₂（g）+2H₂O（g）═H₂SO₄（J）+2HI（g）△H₂②
2H₂SO₄（I）?2H₂O（g）+2SO₂（g）+O₂（g）△H₃ ③
2H₂O（g）=2H₂（g）+O₂（g）△H₄ ④
根據(jù)蓋斯定律①×2+②×2+③得2H₂O（g）=2H₂（g）+O₂（g），所以△H₄=2△H₁+2△H₂+△H₃ ，
故答案為：2△H₁+2△H₂+△H₃ ；
（2）從流程圖可知，該過程中物質(zhì)能夠循環(huán)利用，能源來自太陽能，潔凈無污染，且取之不盡，用之不竭，SO₂（g）+I₂（g）+2H₂O（g）═H₂SO₄（l）+2HI（g）該反應氣體系數(shù)減小，是個熵值減小的應，即△S＜0，在150℃下能自發(fā)進行說明△H-T△S＜0，結(jié)合△S＜0可以判斷△H＜0，
故答案為：物質(zhì)循環(huán)利用，能源來自太陽能，無污染且取之不盡用之不竭（兩個要點，一個是物質(zhì)循環(huán)、一個是能量）；＜；
（3）A．根據(jù)圖表可知在0-4小時，ABC三種條件下生成的氧氣的量依次減少，可以判斷在三種不同催化劑作用下反應速率V（A）＞V（B）＞V（C），活化能越小反應速率越快，故活化能順序為：E_a（A）＜E_a（B）＜E_a（C），故A錯誤；
B．K只與溫度有關(guān)，K不變說明溫度不變，反應達到平衡狀態(tài)，故B正確；
C．根據(jù)圖象判斷0～4小時生成氧氣的物質(zhì)的量5000μmol，所以v（O₂）=$\frac{△n（{O}_{2}）}{△t}$=1250μmolh^-1，故C錯誤；
D．不同的催化劑對同一個反應活化能改變程度不同，活化能不同，活化分子百分比不同，故D正確；
故答案為：BD；
（4）①表中第一組，由HI分解建立平衡，表中第二組向逆反應進行建立平衡，由第一組數(shù)據(jù)可知，平衡時HI物質(zhì)的量分數(shù)為0.784，則氫氣、碘蒸汽總物質(zhì)的量分數(shù)為1-0.784=0.216，而氫氣、與碘蒸汽物質(zhì)的量分數(shù)相等均為0.108，反應前后氣體體積不變，用物質(zhì)的量分數(shù)代替濃度計算平衡常數(shù)，則平衡常數(shù)K=$\frac{c（{H}_{2}）c（{I}_{2}）}{{c}^{2}（HI）}$=$\frac{0.108×0.108}{0.78{4}^{2}}$，

故答案為：$K=\frac{0.108×0.108}{{{{0.784}^2}}}$；
②到達平衡時，正、逆反應速率相等，則k_正x²（HI）=k_逆x（H₂）x（I₂），則k_逆=k_正×$\frac{{x}^{2}（HI）}{x（{H}_{2}）x（{I}_{2}）}$=$\frac{K正}{K}$，
在t=40min時，正反應建立平衡的x（HI）=0.85，則v_正=k_正x²（HI）=0.0027min^-1×0.85²=1.95×10^-3min^-1，
故答案為：k_逆=$\frac{K正}{K}$；1.95×10^-3；
③對于2HI（g）?H₂（g）+I₂（g）反應建立平衡時：
升高溫度，正、逆反應速率均加快，因此排除C點，正反應為吸熱反應，升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動，因此平衡正向移動，再次平衡時HI的物質(zhì)的量分數(shù)減小，因此排除B點，故選A點；
對于H₂（g）+I₂（g）?2HI（g）反應建立平衡時：
升高溫度，正、逆反應速率均加快，升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動，因此平衡逆向移動，再次平衡時H₂的物質(zhì)的量分數(shù)增大，故選E點；
因此反應重新達到平衡，v_正～x（HI）對應的點為A，v_逆～x（H₂）對應的點為E，
故答案為：A、E．

點評 本題考查了蓋斯定律求反應熱的應用，反應自發(fā)進行的判據(jù)，催化劑對反應速率的影響，化學平衡狀態(tài)的判斷，平衡常數(shù)的計算，題目綜合性強，（4）為易錯點，側(cè)重考查學生自學能力、分析解決問題的能力，注意表中數(shù)據(jù)為不同方向建立的平衡，題目中沒有明確，題目難度中等．