解题思路：（1）a．硫酸常温下，不易分解．
b．反应中二氧化硫表现还原性，氧化性比HI强．
c．1molSO2消耗2molH2O生成1molH2SO4，1molH2SO4分解生成1molSO2与1molH2O．
d．由Ⅲ可知产生lmolO2的同时产生2molSO2，由I可知2molSO2生成4molHI，由Ⅱ可知4molHI分解生成2mol H2；
（2）化学反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，各物质的浓度不变，由此衍生的一些物理量也不变，注意该反应中反应物的化学计量数之和与生成物的化学计量数相等的特征；
（3）依据化学反应速率概念计算，V=[△c/△t]计算得到碘单质反应速率，结合平衡常数是利用生成物平衡浓度幂次方乘积除以反应物平衡浓度幂次方乘积；
（4）酸对水的电离起到抑制作用分析，强酸变化为弱酸，反应速率减小，氢离子物质的量不变；
（5）根据题给总反应式可知，H2在反应中被氧化，应从负极通入，又因为是KOH溶液，不可能生成H+，负极反应为2H2+4OH-=4H2O+4e-，正极反应为O2+2H2O+4e-=4OH-；依据转化率概念计算，实际放热除以理论放热；
（1）a．硫酸常温下温度，不易分解，故a错误；
b．反应中二氧化硫表现还原性，还原性比HI强，故b正确；
c．1molSO2消耗2molH2O生成1molH2SO4，1molH2SO4分解生成1molSO2与1molH2O，循环中水的量减少，故应补充水，故c正确；
d．由Ⅲ可知产生lmolO2的同时产生2molSO2，由I可知2molSO2生成4molHI，由Ⅱ可知4molHI分解生成2mol H2，即循环过程中产生l mol O2的同时产生2mol H2，故d正确；
故选：a；
（2）2HI═H2+I2（g）反应是气体体积不变的反应
a．一个H-H 键断裂的同时有2个I-H键断裂，说明正逆反应速率相同，说明反应达到平衡状态，故a正确；
b．HI的体积分数与I2 的体积分数相等，起始量，变化量有关，不能说明反应达到平衡状态，故b错误；
c．温度和体积一定时，某一生成物的浓度不再变化是破坏标志，故c正确；
d．反应前后气体体积不变，温度和体积一定时，容器内的压强不再变化不能说明反应达到平衡状态，故d错误；
故答案为：ac；
（3）某温度下，向2L的密闭容器中，加入1mol HI（g），发生反应Ⅱ，H2物质的量随时间的变化关系如图所示，计算去表示的反应速率V（H2）=
0.2mol
2L
2min=0.05mol/L•min，依据反应速率之比等于化学方程式计量数之比，0～2min内的平均反应速率v（I2）=V（H2）=0.05mol/L•min，
2HI（g）⇌H2（g）+I2（g）
起始量（mol/L） 0.5 0 0
变化量（mol/L） 0.20.1 0.1
平衡量（mol/L） 0.3 0.1 0.1
K=[0.1×0.1
0．32；
该温度下，H2（g）+I2（g）⇌2HI（g）的平衡常数K是上述反应平衡常数的倒数=
0．32/0.1×0.1]=9，
故答案为：0.05mol/L•min，9；
（4）实验室用Zn和稀硫酸制取H2，为了减缓反应的速率，向稀硫酸中加入了少量CH3COONa固体，生成醋酸，氢离子浓度减小，反应时溶液中水的电离平衡向右移动，加入醋酸钠，硫酸反应生成醋酸弱电解质，减慢反应速率，氢离子物质的量不变，生成氢气量不变；
故答案为：向右，无；
（5）根据反应式可知H2在反应中被氧化，O2被还原，H2应在负极发生反应，O2在正极反应，燃料与氧气燃烧的总化学方程式为2H2+O2=2H2O，电解质溶液呈碱性，则正极：O2+2H2O+4e-=4OH-；负极的电极方程式为2H2+4OH-=4H2O+4e-，已知：2H2（g）+O2（g）═2H2O（l）△H=-572KJ•mol-1，若该燃料电池释放214.5kJ电能时，生成1mol液态水，该电池的能量转化率=[214.5KJ
572/2KJ]×100%=75%
故答案为：2H2+4OH-=4H2O+4e-；O2+2H2O+4e-=4OH-；75%；
点评：
本题考点： 化学平衡的影响因素；化学电源新型电池；反应速率的定量表示方法；化学平衡常数的含义；化学反应速率的影响因素；化学平衡状态的判断．
考点点评： 本题考查了化学平衡、反应速率影响因素分析，平衡常数、反应速率计算应用，原电池原理和电极反应书写，注意平衡状态的判断方法，掌握基础是关键，题目难度中等．