第39讲 反应热的测定与计算-【优化探究】2025年高考化学一轮复习高考总复习配套课件（鲁科版2019 双选版）

第39讲 反应热的测定与计算 优化探究 大单元四　化学反应原理 　第9章　化学反应与能量 考点1　盖斯定律 考点2　摩尔燃烧焓　中和反应反应热 课时作业39　反应热的测定与计算 考点1　盖斯定律 1. 内容：一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应 热是相同的。在一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的 ⁠ 和 ⁠有关，而与反应途径无关。 始 态　 终态　 掌握必备知识 筑牢应试根基 热化学方程式 方程式系 数关系 焓变之间的关系 反应Ⅰ： a A(g) B(g)　Δ H 1 反应Ⅱ：B(g) a A(g)　Δ H 2 Ⅰ＝－Ⅱ Δ H 1＝－Δ H 2 反应Ⅰ： a A(g) B(g)　Δ H 1 反应Ⅱ：A(g) B(g)　Δ H 2 Ⅰ＝ a ×Ⅱ Δ H 1＝ a ×Δ H 2 － Δ H ＝Δ H 1＋Δ H 2 或Δ H ＝Δ H 3＋Δ H 4＋Δ H 5 2. “盖斯定律”型反应热(焓变)的运算规则 [正误判断] (1)盖斯定律的实质就是化学反应过程中的能量守恒。 (　√　) (2)盖斯定律可用于计算那些没法直接测量的反应的反应热。 (　√　) √ √ 命题方式1　计算反应的焓变及书写热化学方程式 1. (双选)(2022·北京丰台模拟)依据图示关系，下列说法不正确的是 (　AB　) A. Δ H 2＜0 B. 1 mol S(g)完全燃烧释放的能量小于2 968 kJ C. Δ H 2＝Δ H 1－Δ H 3 D. 16 g S(s)完全燃烧释放的能量为1 484 kJ AB 提升关键能力 应对命题方式 硫固体转化为硫蒸气的过程吸热，即Δ H 2＞0，A错误；硫蒸气完全燃烧 释放的能量高于硫固体完全燃烧释放的能量，B错误；由盖斯定律可 知，Δ H 2＋Δ H 3＝Δ H 1，则Δ H 2＝Δ H 1－Δ H 3，C正确；由题图可知， 16 g硫固体完全燃烧释放的能量为 ×2 968 kJ·mol－1＝1 484 kJ，D正确。 2. 已知 (g) (g)＋H2(g)　Δ H 1＝＋100.3 kJ·mol－1 ① H2(g)＋I2(g) 2HI(g) Δ H 2＝－11.0 kJ·mol－1 ② 对于反应： (g)＋I2(g) (g)＋2HI(g)　Δ H 3＝ kJ·mol－1。 根据盖斯定律，将反应①与反应②相加得到目标反应，则Δ H 3＝Δ H 1＋ Δ H 2＝[＋100.3＋(－11.0)]kJ·mol－1＝＋89.3 kJ·mol－1。 ＋89.3　 3. 火箭的第一、二级发动机中，所用的燃料为偏二甲肼和四氧化二氮， 偏二甲肼可用肼来制备。用肼(N2H4)作燃料，四氧化二氮作氧化剂，二 者反应生成氮气和气态水。已知： ①N2(g)＋2O2(g) N2O4(g)　Δ H ＝＋10.7 kJ·mol－1； ②N2H4(g)＋O2(g) N2(g)＋2H2O(g)　Δ H ＝－543 kJ·mol－1。 写出气态肼和N2O4反应的热化学方程式： ⁠ ⁠。 2N2H4(g)＋N2O4(g) 3N2(g)＋4H2O(g)　Δ H ＝－1 096.7 kJ·mol－1 根据盖斯定律，由2×②－①得：2N2H4(g)＋N2O4(g) 3N2(g)＋ 4H2O(g)　Δ H ＝2×(－543 kJ·mol－1)－(＋10.7 kJ·mol－1)＝－1 096.7 kJ·mol－1。 反思归纳：“三步”确定热化学方程式或Δ H 命题方式2　比较反应的焓变大小 4. 已知NaHCO3溶液与盐酸反应生成CO2吸热，Na2CO3溶液与盐酸反应 生成CO2 放热。关于下列Δ H 的判断正确的是(　B　) ①C (aq)＋H＋(aq) HC (aq) Δ H 1 ②HC (aq)＋H＋(aq) H2CO3(aq) Δ H 2 ③H2CO3(aq) H2O(l)＋CO2(g) Δ H 3 ④OH－(aq)＋H＋(aq) H2O(l) Δ H 4 A. Δ H 1＜0，Δ H 2＞0 B. Δ H 2＋Δ H 3＞0 C. Δ H 1＋Δ H 2＋Δ H 3＞0 D. Δ H 2＜Δ H 4 B 由题意可知，碳酸氢钠溶液与盐酸生成二氧化碳的反应为吸热反应，Δ H '＞0，碳酸钠溶液与盐酸生成二氧化碳的反应为放热反应，Δ H ″＜0。 根据盖斯定律，②＋③可得HC (aq)＋H＋(aq) H2O(l)＋CO2(g)　Δ H ' ＝Δ H 2＋Δ H 3＞0，B正确；①＋②＋③可得C (aq)＋2H＋(aq) H2O(l)＋CO2(g)　Δ H ″＝Δ H 1＋Δ H 2＋Δ H 3＜0，C错误；②－④可得碳酸氢根离子的水解反应HC (aq)＋H2O(l) H2CO3(aq)＋OH－(aq)　Δ H ‴，盐类水解反应为吸热反应，则Δ H ‴＝Δ H 2－Δ H 4＞0，即Δ H 2＞Δ H 4，D错误；由上述分析可知，Δ H 2＋Δ H 3＞0，Δ H 1＋Δ H 2＋Δ H 3＜0，则Δ H 1＜0，碳酸的分解反应为吸热反应，Δ H 3＞0，由Δ H 2＋Δ H 3＞0可知，Δ H 2可能大于0，也可能小于0，A错误。 5. 标准状态下，气态反应物和生成物的相对能量与反应历程示意图如 下，已知O2(g)和Cl2(g)的相对能量为0，下列说法不正确的是(　B　) A. Cl2(g)在历程Ⅱ中作催化剂 B. 相同条件下，O3的平衡转化率： 历程Ⅱ＞历程Ⅰ B C. Cl2(g) Cl(g)＋Cl(g)的Δ H ＝ ＋2( E 2－ E 3)kJ·mol－1 D. 历程Ⅰ、历程Ⅱ中速率最快的一步反应的热化学方程式为ClO(g)＋　　O(g) O2(g)＋Cl(g)　Δ H ＝( E 5－ E 4) kJ·mol－1 B. 催化剂不影响平衡，相同条件下，O3的平衡转化率：历程Ⅱ＝历程Ⅰ， B不正确。 6. 2－甲氧基－2－甲基丁烷(TAME)常用作汽油添加剂。在催化剂作用 下，可通过甲醇与烯烃的液相反应制得，体系中同时存在如图反应： 反应Ⅰ： ＋CH3OH 　Δ H 1 反应Ⅱ： ＋CH3OH 　Δ H 2 反应Ⅲ： 　Δ H 3 反应Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ以物质的量分数表示的平衡常数 Kx 与温度 T 变化关系如图所示。 则 的数值范围是 (填字母)。 D　 A. ＜－1 B. －1～0 C. 0～1 D. ＞1 由以物质的量分数表示的平衡常数 Kx 与温度 T 变化关系曲线可知，反应 Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ的平衡常数的自然对数随温度升高(要注意横坐标为温度的倒 数)而减小，说明3个反应均为放热反应，即Δ H 1＜0、 Δ H 2＜0、Δ H 3＜0；由盖斯定律可知，Ⅰ－Ⅱ＝Ⅲ， 则Δ H 1－Δ H 2＝Δ H 3＜0，因此Δ H 1＜Δ H 2，由于 放热反应的Δ H 越小，其绝对值越大，则 的数 值范围大于1，选D。 反思归纳：焓变大小比较的是焓变的代数值，具体比较时可以利用盖斯 定律或图像辅助比较。 (1)同一反应，生成物状态不同时 A(g)＋B(g) C(g)　Δ H 1＜0，A(g)＋B(g) C(l)　Δ H 2＜0　 则Δ H 1＞Δ H 2。 (2)同一反应，反应物状态不同时 S(g)＋O2(g) SO2(g)　Δ H 1＜0，S(s)＋O2(g) SO2(g)　Δ H 2＜0　 则Δ H 1＜Δ H 2。 (3)两个有联系的不同反应相比 C(s)＋O2(g) CO2(g)　Δ H 1＜0，C(s)＋ O2(g) CO(g)　Δ H 2＜0　 则Δ H 1＜Δ H 2。 考点2　摩尔燃烧焓　 中和反应反应热 1. 摩尔燃烧焓 (1)概念：在一定反应温度和压强条件下， ⁠纯物质完全氧化为 同温下的 ⁠时的焓变。 (2)单位： ⁠。 (3)意义：C(s)的摩尔燃烧焓为393.5 kJ·mol－1，表示在25 ℃、101 kPa条 件下， ⁠。 (4)可燃物中的元素完全燃烧生成的指定产物： C→ 、H→ 、S→ 、N→ ⁠。 1 mol　 指定产物　 kJ·mol－1　 1 mol C(s)完全燃烧生成CO2气体时，放出393.5 kJ热量　 CO2(g)　 H2O(l)　 SO2(g)　 N2(g)　 掌握必备知识 筑牢应试根基 2. 中和反应反应热 (1)概念：在25 ℃、101 kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和 反应生成 ⁠时的反应热叫中和反应反应热。 (2)用离子方程式可表示为OH－(aq)＋H＋(aq) H2O(l)　Δ H ＝ ⁠ ⁠。 1 mol H2O(l)　 －57.3 kJ·mol－1　 (3)中和反应反应热的测定 ①装置 ②实验步骤 ③计算公式：Δ H ＝－ kJ·mol－1( t 1——起始温度， t 2——反应后混合溶液的最高温度)。 ④注意事项 a.隔热层和杯盖的作用是 ⁠； b.为保证碱(或酸)完全中和，采取的措施是 ⁠。 特别提醒：金属导热性能好会导致热量的散失，不能用金属(如铁、铜 等)搅拌器代替玻璃搅拌器。 减少热量的散失　 酸(或碱)稍过量　 [正误判断] (1)已知H＋(aq)＋OH－(aq) H2O(l)　Δ H ＝－57.3 kJ·mol－1，则H2SO4 和Ba(OH)2反应的反应热Δ H ＝2×(－57.3)kJ·mol－1。 (　×　) (2)H2(g)的摩尔燃烧焓是285.8 kJ·mol－1，则2H2O(g) 2H2(g)＋O2(g)　 Δ H ＝＋571.6 kJ·mol－1。 (　×　) × × 命题方式1　摩尔燃烧焓、中和反应反应热的含义 1. 下列说法正确的是(　A　) A. 葡萄糖的摩尔燃烧焓Δ H 是－2 800 kJ·mol－1，则 C6H12O6(s)＋3O2(g) 3CO2(g)＋3H2O(l)　Δ H ＝－1 400 kJ·mol－1 B. 在一定条件下将1 mol SO2(g)和0.5 mol O2(g)置于密闭容器中充分反应 生成SO3(g)，放出79.2 kJ热量，则反应的热化学方程式为2SO2(g)＋ O2(g) 2SO3(g)　Δ H ＝－158.4 kJ·mol－1 A C. 已知稀溶液中，H＋(aq)＋OH－(aq) H2O(l)　Δ H ＝－57.3 kJ·mol－1，则稀氨水与稀盐酸反应生成 1 mol 水时放出57.3 kJ的热量 D. 已知稀溶液中HCl和NaOH反应生成1 mol水的反应热Δ H ＝－57.3 kJ·mol－1，则稀硫酸与氢氧化钠固体反应生成1 mol水的反应热Δ H ＝ －57.3 kJ·mol－1 提升关键能力 应对命题方式 该反应为可逆反应，1 mol SO2(g)和0.5 mol O2(g)反应生成的SO3(g) 少于1 mol，故2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g)　Δ H ＜－158.4 kJ·mol－ 1，B项错误；稀氨水为弱电解质，不完全电离，电离时吸热，故稀 氨水与稀盐酸反应生成1 mol 水时放出的热量小于57.3 kJ，C项错 误；氢氧化钠固体溶于水时放热，其与稀硫酸反应生成1 mol水时放 出的热量大于57.3 kJ，D项错误。 2.25 ℃、101 kPa时，强酸与强碱的稀溶液发生中和反应的中和热为57.3 kJ·mol－1，辛烷的摩尔燃烧焓为 5 518 kJ·mol－1。下列热化学方程式书 写正确的是(　B　) A. 2H＋(aq)＋S (aq)＋Ba2＋(aq)＋2OH－(aq) BaSO4(s)＋2H2O(l)　 Δ H ＝－57.3 kJ·mol－1 B. KOH(aq)＋ H2SO4(aq) K2SO4(aq)＋H2O(l)　Δ H ＝－57.3 kJ·mol－1 C. C8H18(l)＋ O2(g) 8CO2(g)＋9H2O(g)　Δ H ＝－5 518 kJ·mol－1 D. 2C8H18(g)＋25O2(g) 16CO2(g)＋18H2O(l)　Δ H ＝－5 518 kJ·mol－1 B 中和热是强酸和强碱的稀溶液发生中和反应生成1 mol H2O(l)时放出 的热量，数值为57.3 kJ·mol－1，但酸碱中和生成硫酸钡沉淀的过程 中有热量变化，因此其反应的焓变不是中和反应的中和热，故A错 误，B正确；辛烷为液体状态，燃烧生成的H2O为液态时更稳定，故 C错误，D错误。 反思归纳：反应热答题规范指导 (1)描述反应热时用Δ H 表示，其后所跟数值都需要带“＋”“－”符 号。如某反应的反应热(或焓变)为Δ H ＝－ Q kJ·mol－1或Δ H ＝＋ Q kJ·mol－1。 (2)由于中和反应和燃烧均是放热反应，表示中和反应反应热和摩尔燃烧 焓时不带“－”号，如某物质的摩尔燃烧焓为 Q kJ·mol－1，但用燃烧焓 表示时必须带“－”号，如某物质的燃烧焓为Δ H ＝－ Q kJ·mol－1。 命题方式2　中和反应反应热的测定 3. (双选)将 V 1 mL 1.0 mol/L HCl溶液和 V 2 mL未知浓度的NaOH溶液混合 均匀后测量并记录溶液温度，实验结果如图所示(实验中始终保持 V 1＋ V 2＝50)。下列叙述正确的是(　AB　) A. 做该实验时环境温度低于22 ℃ B. 该实验表明化学能可以转化为热能 C. NaOH溶液的浓度约是1.0 mol/L D. 该实验表明有水生成的反应都是放热反应 AB 由题图可知，当加入HCl溶液5 mL、NaOH溶液45 mL时，反应后温度为 22 ℃，故做该实验时环境温度低于22 ℃，A项正确；中和反应为放热 反应，B项正确；当加入HCl溶液30 mL时反应放 热最多，应是酸碱恰好完全中和，故 c (NaOH)＝ ＝1.5 mol·L－1，C项错误；中和 反应有水生成且是放热反应，但有水生成的反应 不一定是放热反应，如H2＋CuO H2O＋Cu是吸热反应，D项错误。 4. 某实验小组用0.50 mol·L－1 NaOH溶液和0.50 mol·L－1硫酸溶液进行中和反应反应热的测定，实验装置如图所示。 (1)写出该反应的热化学方程式[生成1 mol H2O(l)时的反应热为－57.3 kJ·mol－1]： ⁠ ⁠。 H2SO4(aq)＋2NaOH(aq) Na2SO4(aq)＋2H2O(l)　Δ H ＝ －114.6 kJ·mol－1 (2)取50 mL NaOH溶液和30 mL硫酸溶液进行实验，实验数据如表 所示。 ①请填写表中的空白： 实验 次数 起始温度 t 1/℃ 终止温 度 t 2/℃ 温度差平均 值( t 2－ t 1)/℃ H2SO4 NaOH 平均值 1 26.2 26.0 26.1 30.1 ⁠ 2 27.0 27.4 27.2 33.3 3 25.9 25.9 25.9 29.8 4 26.4 26.2 26.3 30.4 4.0　 (2)①四次实验温度差分别为4.0 ℃、6.1 ℃、3.9 ℃、4.1 ℃，第2组误差 太大，要舍去，其他三次温度差的平均值为4.0 ℃； ②近似认为0.50 mol·L－1NaOH溶液和0.50 mol·L－1硫酸溶液的密度都是 1.0 g·mL－1，中和后生成溶液的比热容 c ＝4.18 J·(g·℃)－1。则生成1 mol H2O(l)时的反应热Δ H ＝ (取小数点后一位)。 ②50 mL 0.50 mol·L－1 NaOH溶液与30 mL 0.50 mol·L－1硫酸溶液反 应，生成水的物质的量为0.05 L×0.50 mol·L－1＝0.025 mol，溶液 的质量为80 mL×1.0 g·mL－1＝80 g，温度变化的值为Δ T ＝4.0 ℃，则生成0.025 mol水放出的热量： Q ＝ m · c ·Δ T ＝80 g×4.18 J·(g·℃)－1×4.0 ℃＝1 337.6 J＝1.337 6 kJ，所以实验测得的中和热 Δ H ＝－ ≈－53.5 kJ·mol－1； －53.5 kJ·mol－1　 ③上述实验数值结果大于－57.3 kJ·mol－1，产生偏差的原因不可能 是 (填字母)。 a.实验装置保温、隔热效果差 b.量取NaOH溶液的体积时仰视读数 c.分多次把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小烧杯中 d.用温度计测定NaOH溶液起始温度后直接测定H2SO4溶液的温度 b　 ③a.实验装置保温、隔热效果差，热量散失较大，所得反应热的数值偏 小，即实验数值结果大于－57.3 kJ·mol－1，故a不选；b.量取NaOH溶液 的体积时仰视读数，会导致所量的氢氧化钠体积偏大，放出的热量偏 多，所得反应热的数值偏大，即实验数值结果小于－57.3 kJ·mol－1，故 b选；c.分多次把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小烧杯中，热量散失较多， 所得反应热的数值偏小，即实验数值结果大于－57.3 kJ·mol－1，故c不 选；温度计测量NaOH溶液起始温度后直接插入H2SO4溶液中测温度， 硫酸的起始温度偏高，温度差偏小，所得反应热数值偏小，即实验数值 结果大于－57.3 kJ·mol－1，故d不选。 1. (2023·全国乙卷，节选)已知下列热化学方程式： FeSO4·7H2O(s) FeSO4(s)＋7H2O(g) Δ H 1＝ a kJ·mol－1； FeSO4· x H2O(s) FeSO4(s)＋ x H2O(g) Δ H 2＝ b kJ·mol－1； FeSO4· y H2O(s) FeSO4(s)＋ y H2O(g)　Δ H 3＝ c kJ·mol－1。 则FeSO4·7H2O(s)＋FeSO4· y H2O(s) 2(FeSO4· x H2O)(s)的Δ H ＝ ⁠ kJ·mol－1。(已知： x ＝4， y ＝1) ( a ＋ c －2 b )　 探究真题 素养提升 将题中热化学方程式依次编号为①、②、③，根据盖斯定律，由①＋③ －2×②可得：FeSO4·7H2O(s)＋FeSO4 · y H2O(s) 2(FeSO4 · x H2O)(s)　 Δ H ＝Δ H 1＋Δ H 3－2Δ H 2＝( a ＋ c －2 b ) kJ·mol－1。 2. (2023·广东卷，节选)化学反应常伴随热效应。某些反应(如中和反应) 的热量变化，其数值 Q 可通过量热装置测量反应前后体系温度的变化， 用公式 Q ＝ c ρ V 总·Δ T 计算获得。 (1)热量的测定：取NaOH溶液和盐酸各50 mL进行反应，测得反应前后 体系的温度值(℃)分别为 T 0、 T 1，则该过程放出的热量为 ⁠ J( c 和ρ分别取4.18 J·g－1·℃－1和1.0 g·mL－1，忽略水以外各物质吸收 的热量，下同)。 (1)由 Q ＝ c ρ V 总·Δ T 可得 Q ＝4.18 J·g－1·℃－1×1.0 g·mL－1×(50 mL＋50 mL)×( T 1－ T 0)℃＝418( T 1－ T 0) J。 418( T 1－ T 0)　 (2)借鉴(1)的方法，甲同学测量放热反应Fe(s)＋CuSO4(aq) FeSO4(aq)＋Cu(s)的焓变Δ H (忽略温度对焓变的影响，下同)。实验 结果如表所示。 序号 反应试剂 体系温度/℃ 反应前 反应后 ⅰ 0.20 mol·L－1 CuSO4溶液100 mL 1.20 g Fe粉 a b ⅱ 0.56 g Fe粉 a c ①温度： b (填“＞”“＜”或“＝”) c 。 ＞　 (2)①100 mL 0.20 mol·L－1CuSO4溶液中含有溶质的物质的量为0.02 mol，1.20 g Fe粉的物质的量约为0.021 mol，0.56 g Fe粉的物质的量为 0.01 mol，实验ⅰ中有0.02 mol CuSO4发生反应，实验ⅱ中有0.01 mol CuSO4发生反应，实验ⅰ放出的热量多，则 b ＞ c ； ②Δ H ＝ (选择表 中一组数据计算)。结果表明，该方法可行。 ②若按实验ⅰ进行计算，Δ H ＝－ kJ·mol－1＝－20.9 ( b － a ) kJ·mol－1；若按实验ⅱ进行计算，Δ H ＝－ kJ·mol －1＝－41.8 ( c － a ) kJ·mol－1。 －20.9( b － a ) kJ·mol－1[或－41.8( c － a ) kJ·mol－1]　 序号 反应试剂 体系温度/℃ 反应前 反应后 ⅰ 0.20 mol·L－1 CuSO4溶液100 mL 1.20 g Fe粉 a b ⅱ 0.56 g Fe粉 a c (3)乙同学也借鉴(1)的方法，测量反应A：Fe(s)＋Fe2(SO4)3(aq) 3FeSO4(aq)的焓变。 查阅资料：配制Fe2(SO4)3溶液时需加入酸。 提出猜想：Fe粉与Fe2(SO4)3溶液混合，在反应A进行的过程中，可能存 在Fe粉和酸的反应。 验证猜想：用pH试纸测得Fe2(SO4)3溶液的pH不大于1；向少量Fe2(SO4)3 溶液中加入Fe粉，溶液颜色变浅的同时有气泡冒出，说明存在反应A 和 (用离子方程式表示)。 实验小结：猜想成立，不能直接测反应A的焓变。 教师指导：鉴于以上问题，特别是气体生成带来的干扰，需要设计出实 验过程中无气体生成的实验方案。 Fe＋2H＋ Fe2＋＋H2↑　 优化设计：乙同学根据相关原理，重新设计了优化的实验方案，获得了 反应A的焓变。该方案为 ⁠ ⁠ ⁠ ⁠ ⁠。 将一定量的Cu粉加入一定浓度的Fe2(SO4)3溶 液中反应，测量反应热，计算得到反应Cu(s)＋Fe2(SO4)3(aq) CuSO4(aq)＋2FeSO4(aq)的焓变Δ H 1；根据(2)中实验计算得到反应Fe(s) ＋CuSO4(aq) Cu(s)＋FeSO4(aq)的焓变Δ H 2；根据盖斯定律计算得到 反应Fe(s)＋Fe2(SO4)3(aq) 3FeSO4(aq)的焓变为Δ H 1＋Δ H 2 (3)用pH试纸测得Fe2(SO4)3溶液的pH不大于1说明溶液呈强酸性，向少量 Fe2(SO4)3溶液中加入Fe粉，溶液颜色变浅的同时有气泡冒出即有氢气产 生，说明溶液中还存在Fe与酸的反应，其离子方程式为Fe＋2H＋ Fe2＋＋H2↑；乙同学根据相关原理，重新设计优化的实验方案的重点为 如何消除Fe与酸反应产生的影响，可以借助盖斯定律，设计分步反应来 实现Fe2(SO4)3溶液与Fe的反应，故可将一定量的Cu粉加入一定浓度的 Fe2(SO4)3溶液中反应，测量反应热，计算得到反应Cu(s)＋Fe2(SO4)3(aq) CuSO4(aq)＋2FeSO4(aq)的焓变Δ H 1；根据(2)中实验计算得到反应 Fe(s)＋CuSO4(aq) Cu(s)＋FeSO4(aq)的焓变Δ H 2；根据盖斯定律计算 得到反应Fe(s)＋Fe2(SO4)3(aq) 3FeSO4(aq)的焓变为Δ H 1＋Δ H 2。 课时作业39　反应热的测定与计算 一、选择题 1. 某同学设计如图所示实验，探究反应中的能量变化。 下列判断正确的是(　D　) D A. 由实验可知，(a)、(b)、(c)所涉及的反应都是放热反应 B. 将实验(a)中的铝片更换为等质量的铝粉后释放出的热量有所增加 C. 实验(c)中将玻璃搅拌器改为铁质搅拌器对实验结果没有影响 D. 若用NaOH固体测定中和反应反应热，则测定结果偏高 2 3 4 5 6 7 8 1 A项，Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应属于吸热反应，错误；B项，铝片 更换为铝粉，没有改变反应的本质，放出的热量不变，错误；C项，铁 质搅拌器导热性好，热量损失较大，错误；D项，NaOH固体溶于水时 放热，使测定结果偏高，正确。 2 3 4 5 6 7 8 1 2. 下列关于热化学反应的描述正确的是(　B　) A. 已知H＋(aq)＋OH－(aq) H2O(l)　Δ H ＝－57.3 kJ·mol－1，用含20.0 g NaOH的稀溶液与稀盐酸反应测出的中和反应的反应热为28.65 kJ·mol－1 B. CO(g)的摩尔燃烧焓Δ H ＝－283.0 kJ·mol－1，则反应2CO2(g) 2CO(g)＋O2(g)的Δ H ＝＋(2×283.0) kJ·mol－1 C. 1 mol甲烷燃烧生成气态水和二氧化碳时的焓变是甲烷的摩尔燃烧焓 D. 稀醋酸与稀NaOH溶液反应生成1 mol水，放出57.3 kJ热量 B 2 3 4 5 6 7 8 1 中和反应的反应热是以生成1 mol H2O(l)作为标准的，A不正确；有水生 成的燃烧反应，必须按液态水计算摩尔燃烧焓，C不正确；稀醋酸是弱 酸，电离过程需要吸热，放出的热量要小于57.3 kJ，D不正确。 2 3 4 5 6 7 8 1 3. 分别向1 L 0.5 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中加入①浓硫酸；②稀硫酸；③ 稀硝酸，恰好完全反应时的热效应分别为Δ H 1、Δ H 2、Δ H 3，下列关系 正确的是(　B　) A. Δ H 1＞Δ H 2＞Δ H 3 B. Δ H 1＜Δ H 2＜Δ H 3 C. Δ H 1＞Δ H 2＝Δ H 3 D. Δ H 1＝Δ H 2＜Δ H 3 B 2 3 4 5 6 7 8 1 混合时浓硫酸在被稀释的过程中放热；浓、稀硫酸在与Ba(OH)2反应时 还会形成BaSO4沉淀，Ba2＋、S 之间形成化学键的过程中也会放出 热量。因放热反应的Δ H 取负值，故Δ H 1＜Δ H 2＜Δ H 3。 2 3 4 5 6 7 8 1 4. 已知：①2Na(s)＋O2(g) Na2O2(s)　Δ H 1＝－ a kJ·mol－1； ②C(石墨，s)＋O2(g) CO2(g) Δ H 2＝－ b kJ·mol－1； ③2Na(s)＋C(石墨，s)＋ O2(g) Na2CO3(s) Δ H 3＝－ c kJ·mol－1； ④CO2(g)＋Na2O2(s) Na2CO3(s)＋ O2(g)　Δ H 4。 下列说法不正确的是(　C　) C A. 石墨的摩尔燃烧焓Δ H ＝－ b kJ·mol－1 B. C(石墨，s)＋ O2(g) CO(g)　Δ H ＞－ b kJ·mol－1 C. 反应④中，Δ H 4＝( c － a － b ) kJ·mol－1 D. 若将①设计成原电池，则32 g O2在正极反应转移2 mol电子 2 3 4 5 6 7 8 1 由盖斯定律，③－②－①得④，Δ H 4＝(－ c ＋ a ＋ b ) kJ·mol－1，C说法 错误。 2 3 4 5 6 7 8 1 5. (双选)发射运载火箭使用的是以液氢为燃料、液氧为氧化剂的高能低 温推进剂，已知： ①H2(g) H2(l) Δ H 1＝－0.92 kJ·mol－1 ②O2(g) O2(l) Δ H 2＝－6.84 kJ·mol－1 下列说法正确的是(　CD　) CD A. H2(g)与O2(g)反应生成H2O(g)放热483.6 kJ B. 氢气的摩尔燃烧焓Δ H ＝－571.6 kJ·mol－1 C. 火箭中液氢燃烧的热化学方程式为2H2(l)＋O2(l) 2H2O(g)　Δ H ＝ －474.92 kJ·mol－1 D. H2O(g) H2O(l)　Δ H ＝－44 kJ·mol－1 2 3 4 5 6 7 8 1 由题图可知，每2 mol H2(g)与1 mol O2(g)反应生成2 mol H2O(g)放热 483.6 kJ，选项中未指明反应物的物质的量，故A错误；氢气的摩尔燃烧 焓Δ H ＝－ kJ·mol－1＝－285.8 kJ·mol－1，故B错误；由盖斯定律 可知，火箭中液氢燃烧的热化学方程式为2H2(l)＋O2(l) 2H2O(g)　Δ H ＝－483.6 kJ·mol－1－(－0.92×2－6.84) kJ·mol－1＝－474.92 kJ·mol－1，故C正确； 由题图可知，H2O(g) H2O(l)　Δ H ＝ －44 kJ·mol－1，故D正确。 2 3 4 5 6 7 8 1 6. 下列示意图表示正确的是(　D　) A. 甲图表示反应CH4(g)＋H2O(g) CO(g)＋3H2(g)　Δ H ＝＋205.9kJ·mo1－1的能量变化 B. 乙图表示碳的摩尔燃烧焓 D 2 3 4 5 6 7 8 1 C. 丙图表示实验的环境温度为20 ℃，将物质的量浓度相等、体积分别为 V 1、 V 2的H2SO4、NaOH溶液混合，混合液的最高温度随 V (NaOH)的变化(已知 V 1＋ V 2＝60 mL) D. 已知稳定性顺序：B＜A＜C，该反应由两步反应A→B→C构成，反应过程中的能量变化曲线如丁图 甲图中反应物能量高于反应产物能量，是放热反应，而A选项中的热化 学方程式是吸热反应，故A错误；乙图体现的是CO2转化成CO的能量变 化，而碳的摩尔燃烧焓是1 mol C全部转化成CO2(g)时的焓变，故B错 误； 2 3 4 5 6 7 8 1 丙图中 V 2为20 mL时，温度最高，说明此时酸碱反应完全，又因为 实验中始终保持 V 1＋ V 2＝60 mL，则 V 1＝40 mL，由酸碱中和反应关系 式：2NaOH～H2SO4可知，H2SO4和NaOH溶液的浓度不同，和题干不 符，故C错误。 2 3 4 5 6 7 8 1 二、非选择题 7. (1)在催化剂的作用下，用还原剂[如肼(N2H4)]选择性地与NO x 反应生 成N2和H2O。 已知200 ℃时：ⅰ.3N2H4(g) N2(g)＋4NH3(g)　Δ H 1＝－32.9 kJ·mol－1； ⅱ.N2H4(g)＋H2(g) 2NH3(g)　Δ H 2＝－41.8 kJ·mol－1。 2 3 4 5 6 7 8 1 ①写出肼的电子式： ⁠。 ②200 ℃时，肼分解成氮气和氢气的热化学方程式为 ⁠ ⁠。 (1)②根据盖斯定律，ⅰ－2×ⅱ得肼分解成氮气和氢气的热化学方程式： N2H4(g) N2(g)＋2H2(g)　Δ H ＝－32.9 kJ·mol－1－(－41.8 kJ·mol－1) ×2＝＋50.7 kJ·mol－1。 　 N2H4(g) N2(g)＋2H2(g)　Δ H ＝＋50.7 kJ·mol－1 2 3 4 5 6 7 8 1 (2)研究CO2的利用对促进低碳社会的构建具有重要意义。工业上利用废 气中的CO2合成CH3OH，主要有以下反应： 反应Ⅰ：CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g)　Δ H 1＝－49.0 kJ·mol－1 反应Ⅱ：2CO2(g)＋6H2(g) CH3OCH3(g)＋3H2O(g)　Δ H 2 反应Ⅲ：CH3OCH3(g)＋H2O(g) 2CH3OH(g)　Δ H 3＝＋23.4 kJ·mol－1 已知某些化学键的键能数据如下： 化学键 C=O C—O O—H 键能/(kJ·mol－1) 750 343 465 2 3 4 5 6 7 8 1 氢气中的H—H比甲醇中的C—H (填“强”或“弱”)。用盖斯定 律计算反应Ⅱ中的Δ H 2＝ kJ·mol－1。 (2)Δ H ＝反应物的总键能－反应产物的总键能，根据反应Ⅰ，Δ H 1＝2 E C=O＋3 E H—H－(3 E C—H＋ E C—O＋3 E O—H)，代入题表数据可得 E H—H－ E C—H＝63 kJ·mol－1＞0，故氢气中的H—H比甲醇中的C—H强。根据盖斯 定律可知，反应Ⅱ＝反应Ⅰ×2－反应Ⅲ，故Δ H 2＝2Δ H 1－Δ H 3＝－121.4 kJ·mol－1。 强　 －121.4　 2 3 4 5 6 7 8 1 (3)基于Al2O3载氮体的碳基化学链合成氨技术示意图如下。 总反应3C(s)＋N2(g)＋3H2O(l) 3CO(g)＋2NH3(g)　Δ H ＝ ⁠ kJ·mol－1。 ＋ 434.0　 2 3 4 5 6 7 8 1 (3)将反应ⅰ和反应ⅱ相加，即可得到总反应：3C(s)＋N2(g)＋3H2O(l) 3CO(g)＋2NH3(g)　Δ H ＝＋708.1 kJ·mol－1＋(－274.1 kJ·mol－1)＝＋ 434.0 kJ·mol－1 2 3 4 5 6 7 8 1 (4)Kistiakowsky曾研究了NOCl光化学分解反应，在一定频率(ν)光的照射 下机理为 NOCl＋ h ν NOCl* NOCl＋NOCl* 2NO＋Cl2 其中 h ν表示一个光子能量，NOCl*表示NOCl的激发态。可知，分解1 mol的NOCl需要吸收 mol的光子。 (4)将题给两个方程式叠加得2NOCl＋ h ν 2NO＋Cl2，所以分解1 mol NOCl需要吸收0.5 mol光子。 0.5　 2 3 4 5 6 7 8 1 8. 氯及其化合物在生产、生活中应用广泛。 (1)已知：①Cl2(g)＋2NaOH(aq) NaCl(aq)＋NaClO(aq)＋H2O(l)　 Δ H 1＝－101.1 kJ·mol－1 ②3NaClO(aq) NaClO3(aq)＋2NaCl(aq)　Δ H 2＝－112.2 kJ·mol－1 则反应3Cl2(g)＋6NaOH(aq) 5NaCl(aq)＋NaClO3(aq)＋3H2O(l)的Δ H ＝ kJ·mol－1。 －415.5　 2 3 4 5 6 7 8 1 (1)分析题给热化学方程式，根据盖斯定律，由①×3＋②可得3Cl2(g)＋ 6NaOH(aq) 5NaCl(aq)＋NaClO3(aq)＋3H2O(l)　Δ H ＝3Δ H 1＋Δ H 2＝ (－101.1 kJ·mol－1)×3＋(－112.2 kJ·mol－1)＝－415.5 kJ·mol－1。 2 3 4 5 6 7 8 1 (2)几种含氯离子的相对能量如表所示： 离子 相对能量/(kJ·mol－1) Cl－(aq) 0 ClO－(aq) 60 Cl (aq) 101 Cl (aq) 63 Cl (aq) 38 ①在上述五种离子中，最 不稳定的离子是 (填离子符号)。 (2)①物质具有的能量越高，其稳定性越弱，故最不稳定的离子是 Cl 。 Cl 　 2 3 4 5 6 7 8 1 ②反应3ClO－(aq) Cl (aq)＋2Cl－(aq)的Δ H ＝ ⁠。 ②Δ H ＝反应产物的总能量－反应物的总能量，则反应3ClO－(aq) Cl (aq)＋2Cl－(aq)的Δ H ＝63 kJ·mol－1－3×60 kJ·mol－1＝ －117 kJ·mol－1。 －117 kJ·mol－ 1　 2 3 4 5 6 7 8 1 ③写出由Cl 反应生成Cl 和Cl－的热化学方程式： ⁠ ⁠。 ③由Cl 生成Cl 和Cl－的反应为4Cl (aq) 3Cl (aq)＋ Cl－(aq)，该反应的Δ H ＝3×38 kJ·mol－1－4×63 kJ·mol－1＝－138 kJ·mol－1。 4Cl (aq) 3Cl (aq)＋Cl－(aq)　Δ H ＝－138 kJ·mol－1 2 3 4 5 6 7 8 1 (3)以HCl为原料，用O2氧化制取Cl2，可提高效益，减少污染，反应 如下： 4HCl(g)＋O2(g) 2Cl2(g)＋2H2O(g)　Δ H ＝－115.4 kJ·mol－1。 上述反应在同一反应器中，通过控制合适条件，分两步循环进行，可使 HCl转化率接近100％。其基本原理如图所示： 已知过程Ⅰ的反应为2HCl(g)＋CuO(s) CuCl2(s)＋H2O(g)　Δ H 1＝－120.4 kJ·mol－1。 ①过程Ⅱ反应的热化学方程式为 ⁠ ⁠。 2CuCl2(s)＋O2(g) 2CuO(s)＋ 2Cl2(g)　Δ H ＝＋125.4 kJ·mol－1 2 3 4 5 6 7 8 1 (3)①由题图可知，过程Ⅱ(氧化)发生的反应为2CuCl2(s)＋O2(g) 2CuO(s)＋2Cl2(g)，将题给O2氧化HCl的热化学方程式编号为ⅰ，将过程Ⅰ 反应的热化学方程式编号为ⅱ，根据盖斯定律，由ⅰ－ⅱ×2可得2CuCl2(s) ＋O2(g) 2CuO(s)＋2Cl2(g)　Δ H ＝(－115.4 kJ·mol－1)－(－120.4 kJ·mol－1)×2＝＋125.4 kJ·mol－1。 2 3 4 5 6 7 8 1 ②过程Ⅰ流出的气体通过稀NaOH溶液(含少量酚酞)进行检测，氯化初期 主要为不含HCl的气体，判断氯化结束时溶液的现象为 ⁠ ⁠。 溶液由红色变 为无色(或溶液红色变浅) 2 3 4 5 6 7 8 1 $$