专题五 热化学方程式与盖斯定律的应用 - 备战2024年高考化学二轮复习讲与练

专题五 热化学方程式与盖斯定律的应用 1.了解焓变与反应热的含义，会利用键能计算焓变。 2.了解热化学方程式的含义，能正确书写热化学方程式。 3.理解盖斯定律，并能运用盖斯定律进行有关焓变的计算。 考点一 焓变(ΔH)的计算 1.反应热的计算 （1）根据(相对)能量计算ΔH：ΔH＝H(生成物)－H(反应物) （2）根据键能计算ΔH：ΔH＝∑E(反应物键能)－∑E(生成物键能) 【归纳总结】常见1 mol物质中化学键数目 物质 金刚石 硅 SiO2 化学键 C—C Si—Si Si—O 化学键数 2NA 2NA 4NA 物质 CO2 CH4 S8 化学键 C==O C—H S—S 化学键数 2NA 4NA 8NA （3）根据活化能计算ΔH：ΔH＝正反应活化能－逆反应活化能 2．活化能与焓变的关系 (1)催化剂能降低反应的活化能，但不影响焓变的大小及平衡转化率。 (2)在无催化剂的情况，E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能，ΔH＝E1－E2，活化能大小影响反应速率。 (3)起点、终点能量高低判断反应的ΔH，并且物质的能量越低，物质越稳定。 3.燃烧热 (1)101 kPa时，1_mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量，单位：kJ·mol－1。 (2)C的燃烧热为393.5 kJ·mol－1，表示在25 ℃、101 kPa条件下，1_mol C完全燃烧生成CO2放出393.5 kJ的热量，用热化学方程式表示为C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－393.5 kJ·mol－1。 (3)物质燃烧一定放热，故物质燃烧的ΔH一定为负值。 4.中和反应的反应热及测定 (1)测定原理 ΔH＝－ c＝4.18 J·g－1·℃－1＝4.18×10－3 kJ·g－1·℃－1；n为生成H2O的物质的量。稀溶液的密度用1 g·mL－1进行计算。 (2)实验装置 (3)注意事项 ①为保证酸、碱完全中和，常采用碱稍稍过量(0.5 mol·L－1 HCl、0.55 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合)。 ②实验时不能用铜丝搅拌棒代替玻璃搅拌器。 (4)结论：25 ℃、101 kPa下，在稀溶液中，强酸和强碱发生中和反应生成可溶性盐和1_mol_H2O(l)时，放出57.3 kJ的热量，热化学方程式可表示为H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1。 5.燃烧热和中和热的理解 (1)有关燃烧热的判断，一看是否以1 mol可燃物为标准，二看是否生成指定产物。 (2)中和反应的实质是H＋和OH－反应生成H2O。 ①若反应过程中有其他物质生成(如生成不溶性物质，难电离物质等)，这部分反应热不在中和反应反应热之内。 ②若用浓溶液或固体，还有溶解热，放出热量增多。 ③若用弱酸代替强酸(或弱碱代替强碱)，由于弱酸或弱碱电离要吸热，则放出热量减小。 (3)对于中和反应反应热、燃烧热，由于它们的反应放热是确定的，所以描述中不带“－”，但焓变为负值。 (4)当用热化学方程式表示中和反应反应热时，生成H2O(l)的物质的量必须是1 mol，当用热化学方程式表示燃烧热时，可燃物的物质的量必须为1 mol。 (5)物质完全燃烧生成的指定产物示例：H→H2O(l)，C→CO2(g)，S→SO2(g)，N→N2(g)。 1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×” (1)对于SO2(g)＋O2(g)SO3(g)　ΔH＝－Q kJ·mol－1，增大压强，平衡右移，放出的热量增大，ΔH减小。 (2)H2(g)＋O2(g)===H2O(g)　ΔH1和2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)　ΔH2中2ΔH1＝ΔH2。 (3)根据2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH＝－571 kJ·mol－1可知氢气的燃烧热为571 kJ·mol－1。 (4)已知稀溶液中，H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1，则稀醋酸与稀氢氧化钠溶液反应生成1 mol水时放出57.3 kJ的热量。 (5)S(s)＋O2(g)===SO3(g)　ΔH＝－315 kJ·mol－1(燃烧热)(ΔH的数值正确)。 (6)已知H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1，则H2SO4和Ba(OH)2反应的反应热ΔH＝2×(－57.3 kJ·mol－1)。 1.（2023·新课标卷第29题）氨是最重要的化学品之一，我国目前氨的生产能力位居世界首位。回答下列问题： （1）根据图1数据计算反应的_______。 2．[2022·广东，19(1)②]铬及其化合物在催化、金属防腐等方面具有重要应用。 Cr2O3催化丙烷脱氢过程中