解题思路：（1）根据已知的反应来分析物质的性质，并利用氧化还原反应来分析氧化性的强弱，利用三个已知反应可得到分解水制氢气的反应来解答；
（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；利用三段法计算平衡时各物质的浓度，根据平衡常数的表达式来计算即可；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）根据氢离子浓度的变化来分析水的电离平衡移动，并利用原电池原理来分析反应速率加快的原因；
（4）根据热化学反应方程式计算生成1mol水放出的能量，再利用燃料电池释放228.8KJ电能来计算电池的能量转化率．
（1）因硫酸在常温下稳定，则反应Ⅲ常温下不发生，故a错；由反应Ⅰ可知，还原剂的还原性大于还原产物的还原性，则还原性SO2＞HI，即SO2的氧化性比HI的弱，故b错；
由反应Ⅰ×2+Ⅱ×2+Ⅲ可得到2H2O═2H2+O2，则该循环中消耗水，需要及时补充水，故c正确；循环过程中产生1molO2的同时产生2molH2，故d错；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，用氢气表示的化学反应速率为[0.1mol/L/2mim]=0.05mol/（L．min），
由反应中的化学计量数可知v（HI）为0.05mol/（L．min）×2=0.1mol/（L．min）；
2HI（g）
H2（g）+I2（g）
开始浓度 1molL 0 0
转化浓度 0.2mol/L 0.1mol/L 0.1mol/L
平衡浓度 0.8mol/L 0.1mol/L 0.1mol/L
则该温度下K1=
0.1mol/L×0.1mol/L
(0.8mol/L)2=[1/64]，
又 2HI（g）
H2（g）+I2（g）与H2（g）+I2（g）
2HI（g）互为逆反应，则它们的化学平衡常数的乘积等于1，
即H2（g）+I2（g）
2HI（g）的化学平衡常数K=[1
K1=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．min；64；b；
（3）由水的电离平衡为H2O⇌H++OH-，则硫酸电离出的c（H+）对水的电离起抑制作用，当Zn消耗了H+，c（H+）减小，水的电离平衡向右移动；若加入NaNO3，溶液
具有硝酸的强氧化性，则不会生成氢气；加入NaHSO3会和H+反应，降低c（H+），则反应速率减慢；Na2SO4的加入，离子不参与反应，则对化学反应速率无影响；
加入CuSO4后，Zn与硫酸铜溶液反应置换出Cu，则构成原电池加快了化学反应速率，故答案为：向右；b；
（4）由2H2（g）+O2（g）═2H2O（I）△H=-572KJ．mol-1可知，生成1mol水时放出的热量为572KJ×
1/2]=286KJ，
则电池的能量转化率为为[228.8KJ/286KJ]×100%=80%，故答案为：80%．
点评：
本题考点： 物质的量或浓度随时间的变化曲线；氧化性、还原性强弱的比较；化学电源新型电池；化学反应速率的概念；化学平衡移动原理．
考点点评： 本题较复杂，考查的知识点多，注重了基础知识和基本技能的训练，同时体现新课程改革的指导思想，明确氧化还原反应、平衡移动、电化学的知识点是解答本题的关键．