专题04 化学反应的热效应（考点串讲）-2024-2025学年高一化学下学期期末考点大串讲（沪科版2020）

化学反应中的热效应 第1章 考点串讲 举一反三 典例精析 要点精讲 思维导图 PPT下载 http:///xiazai/ 目 录 CONTENTS 1 化学反应与能量变化 2 反应热的测量和计算 3 燃料的合理利用 思 维 导 图 第1章 化学反应的热效应 化学反应与能量变化 燃料的合理利用 反应热的测量和计算 系统的内能 化学反应的焓变 反应热的测量 热化学方程式 化学反应焓变的计算 燃烧热 燃料的充分燃烧和利用 系统、内能和功 定义及产生原因、与吸热和放热反应关系 中和热及测定 概念、书写及判断 盖斯定律 反应热比较 概念及计算 燃料充分燃烧的条件 合理利用热能的方法 01 化学反应与能量变化 要点01 系统的内能 1．系统与环境 （1）系统：在自然科学研究中，被研究的对象称为系统。 （2）环境：系统以外的，与系统相关的其他部分称为环境。 （3）关系：系统与环境可以根据需要来划分，有一定的人为性。如，研究水的蒸 发，水和水蒸气就是系统，周边的其他部分是环境。研究盐酸与氢氧化钠溶液的 反应，溶液就是系统，而盛溶液的烧杯和溶液周围的空气等便是环境。 2．内能 （1）定义：内能是系统内物质各种能量的总和，用符号U表示。 （2）影响因素：温度、压强、 物质的聚集状态等。如水聚集 状态变化时内能的变化： 要点01 系统的内能 2．内能 （3）特点：①系统处于一定状态时，就具有确定的内能，状态（如温度、聚集状 态、化学反应等）发生改变，内能也随之改变。如图：： ②系统内能的绝对值无法直接获得，但内能的变 化（用符号ΔU来表示）可以体现在状态变化的过 程中。 ③几乎所有化学反应的发生，都伴随着能量的变 化，并通过功和热两种形式在系统与环境之间实 现转化或传递。 ④可以通过测定系统变化过程中的功和热得到系统内能的变化量。 要点01 系统的内能 3．热和功 （1）热：系统与环境之间由于温度差交换或传递的能量称为热，用符号Q表示。 （2）功：除热以外，其他各种形式传递的能量都称为功，用符号W表示。系统因 体积变化所做的功称为体积功，除体积功以外，其他的功如电功、机械功、光能 等都称为非体积功，或称其他功。 （3）关系（热力学第一定律）： ①绝热过程：ΔU=W； ②仅传热过程：ΔU= Q； ③既传热又做功：ΔU= Q+W。 要点01 系统的内能 1．反应热 （1）定义：化学反应过程中发生物质变化的同时，常常伴有能量的变化。这种能 量的变化常以热能的形式表现出来，叫做反应热。 （2）吸热反应和放热反应 要点02 反应热与焓变 ①实验探究：碳酸氢钠与柠檬酸反应的热效应 碳酸氢钠与柠檬酸反应的系统温度变化 1．反应热 （2）吸热反应和放热反应 要点02 反应热与焓变 ② 吸 热 和 放 热 比 较 类型比较 定义 形成原因 与化学键强弱关系 表示方法 放热反应 有热量放出的化学反应 反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量 生成物成键时释放的总能量大于反应物断裂旧键时吸收的总能量 Q>0 吸热反应 吸收热量的化学反应 反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量 生成物成键时释放的总能量小于反应物断裂旧键时吸收的总能量 Q<0 2．焓 （1）概念：焓是一个与内能有关的物理量，符号为H。一定条件下，系统焓的变化， 叫焓变，用ΔH表示。 （2）焓变：一定条件下，系统焓的变化，叫焓变，用ΔH表示， 单位：kJ/mol或kJ·mol-1。 （3）焓变与反应热的关系：△H=Q(р)=∑H（生成物）—∑H（反应物） (等压体积功) 要点02 反应热与焓变 若△H＞0：吸热反应（反应物的总能量＜生成物的总能量）， 若△H＜0：放热反应（反应物的总能量＞生成物的总能量）。 2．焓 （4）反应过程中能量变化的原因——宏观角度： 要点02 反应热与焓变 ∆H ＜0（放热反应） ∆H >0（吸热反应） 2．焓 （4）反应过程中能量变化的原因——微观角度： 要点02 反应热与焓变 旧化学键断裂吸收能量 新化学键形成吸收能量 反应物的键能总和 生成物的键能总和 物质能量越低，键能越大 ΔH＝反应物键能总和（E1）－生成物键能总和（E2） 吸热反应 2．焓 【温馨提示】①化学键断裂和形成时的能量变化是化学反应中能量变化的主要原因。 ②键能：在25 ℃和101 kPa下，断开1 mol 气态分子AB(g)中的共价键，使其生成气态原子 A(g)和 B(g)所吸收的能量。 要点02 反应热与焓变 436 kJ/mol H H 键断裂,吸收能量 键形成,释放能量 436 kJ/mol H2(g) 2H(g) ∆H1＝+436 kJ/mol ∆H2＝−436 kJ/mol H2(g)→2H(g) 【典例01】（系统与内能）内能是指系统内物质能量的总和，下列说法 正确的是（ ） A．系统的内能可以通过实验测得 B．当系统内物质的聚集状态发生改变时，内能不一定随之改变 C．系统内发生化学反应时，若温度不变，内能的变化就是焓变 D．内能与系统内物质的数量无关 C 【典例02】（反应热与焓变）下列关于反应热和焓变的说法正确的是 （ ） A．放热反应的ΔH＜0，吸热反应的ΔH＞0 B．任何条件下，焓变完全等于反应热 C．所有化学反应的反应热都可以通过实验直接测得 D．生成物的总焓大于反应物的总焓时，ΔH＜0 A 【典例03】（化学反应中能量变化的原因）如图所示是298K时，A 2与 B2反应过程中能量变化的曲线图，下列叙述正确的是（ ） A．催化剂不参与化学反应，故反应前的质量 和性质不变 B．该反应的热化学方程式为    A2(g)+B2(g)==2AB(g) △H=+(a-b)kJ·mol-1 C．1molA2(g)的总能量低于2molAB D．断裂1molA—A和1molB—B键，放出akJ能量 B 【典例04】（反应热与焓变的应用）一定条件下，在水溶液中1mol Cl-、 ClOx- (x=1，2，3，4)的能量(kJ)相对大小如图所示。下列说法正确的是 （ ） A．A、B、C、D中C最稳定   B．结合质子能力最强的微粒是D C．B→A＋C反应的活化能60kJ·mol-1 D．B→A＋C反应的热化学方程式为： D 02 反应热的测量和计算 要点01 反应热的测量 1．实验装置 测量反应前后体系的温度 使反应物迅速混合，使反应充分进行，保持体系的温度均匀 起保温作用 2．实验步骤 要点01 反应热的测量 （1）测量反应物温度(t1 ℃)：用量筒分别量取50 mL 0.50 mol/L盐酸和50 mL 0.55 mol/LNaOH溶液，测量两溶液温度，并取其平均值记为t1 ℃。。 （2）测量反应后体系温度(t2 ℃)：使盐酸和NaOH溶液迅速在量热计中混合,并用 玻璃搅拌器搅拌，记录混合溶液的最高温度为t2 ℃。 （3）重复操作2次，取温度差(t2-t1) ℃的平均值作为计算依据。 3．数据处理 所用盐酸和NaOH溶液均为稀溶液，近似认为其密度为1 g·cm-3，即盐酸和NaOH溶液的质量均为50 g，反应后生成的溶液的比热容c=4.18 J·g-1·℃-1，生成n(H2O)=0.50 mol/L×0.05 L=0.025 mol，则生成1 mol H2O时放出的热量为： kJ kJ === 要点01 反应热的测量 4．误差分析 要点01 反应热的测量 由于实验仪器的保温、隔热效果和操作方面的原因，测定的实验值一般小于真实值57.3 kJ·mol－1。产生误差的可能原因有如下几个方面： （1）配制溶液的浓度、量取溶液的体积有误差；（2）温度计的读数有误差； （3）实验过程中有液体洒在外面； （4）混合酸、碱溶液时，动作迟缓，导致实验误差； （5）隔热措施不佳，致使实验过程中热量损失而导致误差； （6）测了酸后的温度计未用水清洗而便立即去测碱的温度，因少量酸碱提前反应 致使热量损失而引起误差。 要点01 反应热的测量 【温馨提示】①装置保温、隔热：以减少热量的损失，实验中使用了简易量热计。 ②混合溶液时动作要快，以减少热量的损失，并注意以下三点： 一是要用同一支温度计，在测量酸、碱及混合液的温度后必须用水洗净后再用滤纸擦干再使用；二是在测量反应混合液的温度时要随时读取温度值，记录下最高温度值；三是温度计悬挂，使水银球处于溶液的中央位置，温度计不要靠在容器壁上或插入容器底部。 ③为保证酸、碱完全中和，常采取的措施是碱稍过量（实验中若使用弱酸或弱碱，会使测得数值偏小）。 ④中和热的数值(57.3 kJ·mol－1)是指稀的强酸和强碱反应生成可溶性盐和水时的反应热，非不是适用所有酸碱。 要点02 热化学方程式 1．概念： 3．书写： 2．意义： 表明了化学反应中的物质变化和能量变化。 表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。 如：N2H4(g)+O2(g) =N2(g)+2H2O(g)    ΔH=-534.4 kJ·mol-1 第一步 第二步 书写时必须注明物质的聚集状态。因反应物和生成物的聚集状态不同，ΔH的数值及符号也不同 化学计量数可以是整数，也可以是分数。因热化学方程式中各物质的化学计量数仅表示物质的物质的量 要点02 热化学方程式 3．书写： 第三步 第四步 第五步 第六步 ΔH写在方程式的后面，用“空格”隔开，ΔH后的数值要标“＋”或“－”且后面要写上kJ·mol－1 ΔH的值必须与方程式中化学式前的化学计量数相对应。因ΔH与参加反应的物质的量有关，所以，若化学计量数加倍，则ΔH的数值也要加倍 当反应向逆反应方向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，但符号相反 不标注“↑”、“↓”以及反应条件，如“点燃”、“加热”等 要点02 热化学方程式 【温馨提示】①注明反应的温度和压强(25 ℃、101 kPa下进行的反应可不注明)。 ②注明反应物和生成物的状态：固态(s)、液态(l)、水溶液(aq)、气态(g)。③各物 质的化学计量数只表示物质的物质的量，而不表示分子个数(或原子个数)，因此可以写成整数，也可以写成分数。④不用标注“↑”“↓”。⑤热化学方程式能反映该反应已完成的量。由于ΔH与反应物质的量有关，所以热化学方程式中物质的化学计量数必须与ΔH相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。当反应向逆反应方向进行时，其反应热与正反应的反应热的数值相等，符号相反。 要点02 热化学方程式 4．正误判断——“五审”： 一审ΔH的“+”“-”——放热反应ΔH为“-”,吸热反应ΔH为“+” 二审单位——单位一定为“kJ·mol-1”,易错写成“kJ”或漏写 三审状态——物质的聚集状态必须正确,特别是溶液中的反应易写错 四审数据对应性——反应热的数值必须与方程式的化学计量数相对应,即化学计量数与ΔH的绝对值成正比。当反应逆向进行时, 其反应热与正反应的反应热数值相等,符号相反 五审是否符合概念——如燃烧热、中和热的热化学方程式。 要点02 热化学方程式 【温馨提示】①ΔH与反应的“可逆性”：可逆反应的ΔH表示反应完全时的热量变化，与反应是否可逆无关，如N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)   ΔH＝－92.4 kJ·mol－1，表示在298 K时，1 mol N2(g)和3 mol H2(g)完全反应生成2 mol NH3(g)时放出92.4 kJ的热量。但实际上1 mol N2(g)和3 mol H2(g)充分反应，不可能生成2 mol NH3(g)，故实际反应放出的热量小于92.4 kJ。 ②书写与判断时要注意：有无漏写反应物或生成物的聚集状态；有无漏写ΔH的正、负号，漏写单位kJ·mol－1或错写单位；ΔH后的数值是否与化学计量数不一致。 要点03 盖斯定律及应用 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。换句话说，在一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。 2．理解： （1）从反应途径的角度：反应热指的是反应物和生成物的总的“能量差”。它是一 个由状态决定的量，与反应的具体过程无关。 （2）从能量守恒的角度：对于任意一个反应，无论该反应从什么途径发生，从反 应开始到反应结束，能量既不增加，也不减少，只是从能量形式发生了转化。 要点03 盖斯定律及应用 3．应用： （1）设计路径法求反应热： ΔH＝ΔH1＋ΔH2 = ΔH3+ΔH4 +ΔH5 （2）利用加合法求反应热： 目标物质 调位置 调系数 方程式数学运算 加减 乘除某数 反应热 同时相加减 同时相乘除某数 小技巧 将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”随之改变，但数值不变。 将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”随之改变，但数值不变。 要点03 盖斯定律及应用 【温馨提示】应用盖斯定律进行简单计算，关键在于设计反应过程，同时注意以下几点： ①反应式乘以或除以某数时，ΔH也应乘以或除以某数。 ②应式进行加减运算时，ΔH也同样要进行加减运算，且要带“＋”、“－”符号，即把ΔH看作一个整体进行运算。 ③过盖斯定律计算比较反应热的大小时，同样要把ΔH看作一个整体。 ④设计的反应过程中常会遇到同一物质固、液、气三态的相互转化，状态由固→液→气变化时，会吸热；反之会放热。 ⑤设计的反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。 要点04 反应热的计算及大小比较 1．反应热的计算 （1）根据热化学方程式计算：常用的方法有关系式法、差量法、守恒法、方程组 法等，在列比例式时，一定要做到两个量的单位“上下一致，左右相当”。 （2）根据反应物和生成物的总能量计算：ΔH=生成物的总能量-反应物的总能量 （3）根据反应物和生成物的键能计算：ΔH=反应物的总键能-生成物的总键能 （4）根据可燃物的燃烧热计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|(燃烧热) （5）根据盖斯定律计算反应热 方法一：虚拟途径法 方法二：加和法 要点04 反应热的计算及大小比较 2．反应热大小的比较 （1）看符号比较ΔH：ΔH的大小比较时包含“＋”“－”的比较。吸热反应ΔH ＞0，放热反应ΔH＜0，可判断吸热反应的ΔH大于放热反应的ΔH。 （2）看化学计量数比较ΔH：同一化学反应：ΔH与化学计量数成正比。 如：H2(g)＋1/2O2(g)＝H2O(l)  ΔH1＝－a kJ·mol－1 2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l)  ΔH2＝－b kJ·mol－1 可判断：b＝2a，所以ΔH1＞ΔH2。 要点04 反应热的计算及大小比较 2．反应热大小的比较 （3）看物质的聚集状态比较ΔH： ①同一反应，生成物的聚集状态不同 如：A(g)＋B(g)＝C(g)  ΔH1＜0、A(g)＋B(g)＝C(l)  ΔH2＜0 由物质的能量(E)的大小知热量：Q1＜Q2，反应为放热反应，所以ΔH1＞ΔH2。 ②同一反应，反应物的聚集状态不同 如：S(g)＋O2(g)＝SO2(g)  ΔH1、 S(s)＋O2(g)＝SO2(g)  ΔH2 由物质的能量(E)的大小知热量：Q1＞Q2，反应为放热反应，则ΔH1＜ΔH2。 要点04 反应热的计算及大小比较 2．反应热大小的比较 （4）看反应之间的联系比较ΔH：如：C(s)＋O2(g)＝CO2(g)  ΔH1  C(s)＋2(1)O2(g)＝ CO(g)  ΔH2可判断：C(s)→CO2(g)ΔH1，C(s)→CO(g)ΔH2→CO2(g)ΔH3；ΔH2＋ΔH3 ＝ΔH1，又因为ΔH3＜0，所以ΔH2＞ΔH1。 （5）看可逆反应比较ΔH：如：工业生产硫酸过程中，将2 mol SO2、1 mol O2充入 一密闭容器中充分反应后，放出的热量为98.3 kJ，2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g)    ΔH＝－Q kJ·mol－1，则Q＞98.3。 （6）看中和反应的酸碱比较ΔH：：强酸和强碱的稀溶液中和反应生成1 mol H2O 时反应热ΔH＝－57.3 kJ·mol－1；弱酸、弱碱反应时放出的总热量小于57.3 kJ；浓 硫酸稀释时放热，反应时放出的总热量大于57.3 kJ。 【典例01】（中和热测定的实验探究）用如图所示的量热计进行中和热 测定实验，将盐酸溶液与溶液混合，温度从25.0℃升高到28.3℃。下列 说法不正确的是（ ） A．若量热计的保温瓶绝热效果不好，则所测 △H偏小 B．实验中用过量NaOH，目的是为了确保酸溶液完全被中和 C．若选用同浓度同体积的醋酸溶液，则混合后溶液温度将低于28.℃ D．酸碱混合时，量筒内的NaOH溶液应快速倒入小烧杯中，不能用玻 璃棒搅拌 A 【典例02】（热化学方程式的书写与判断）下列热化学方程式正确的是 （ ) A．表示硫的燃烧热的热化学方程式：     S(s)+3/2O2(g)==SO3(g) △H=-315kJ·mol-1 B．表示肼(N2H4)的燃烧热的热化学方程式：   N2H4(l)+O2(g)==N2(g)+2H2O(l) △H=-622.08kJ·mol-1 C．表示乙烷的燃烧热的热化学方程式：      C2H6(g)+7/2O2(g)==2CO2(g)+3H2O(g) △H=-1560.8kJ·mol-1 D．表示CO燃烧热的热化学方程式：    2CO(g) +O2(g)==2CO2(g) △H=-566kJ·mol-1 B 【典例03】（盖斯定律及应用）盖斯定律认为能量总是守恒的：化学反 应过程一步完成或分步完成，整个过程的热效应是相同的。 已知：H2O(g)==H2O(l)    ΔH1 C2H5OH(g)==C2H5OH(l)     ΔH2 C2H5OH(g)+3O2(g)==2CO2(g)+3H2O(g )     ΔH3 若使46 g酒精液体完全燃烧，最后恢复到室温，反应热为ΔH4，则ΔH4 为（ ） A．ΔH2－ΔH3－3ΔH1 B．0.5ΔH2－0.5ΔH3－1.5ΔH1 C．0.5ΔH1－1.5 ΔH2＋0.5ΔH3 D．ΔH3－ΔH2＋3ΔH1 D 【典例04】（反应热的计算及大小比较）SO2(g)与O2(g)反应生成 1molSO3气体时放出的热量为Q1kJ，若SO2(g)与O2(g)反应生成1molSO3 固体时放出的热量为Q2kJ，则下列说法正确的是（ ） A．Q1＜Q2 B．表明1molSO2(g)与足量的O2(g)反应生成SO3(g)放出Q1kJ的热量 C．存在热化学方程式：2SO2(g)+O2(g) SO3(g) △H=-Q1kJ·mol-1 D．反应2SO2(g)+O2(g) SO3(g) 的△H＜0,△S＞0 A 03 燃料的合理利用 要点01 燃烧热 1．燃烧热与反应热的比较   能量的变化 ΔH的大小 反应物的量 生成物 热化学方程式 反应热 放热或吸热 放热时，ΔH＜0；吸热时，ΔH＞0 不限 无要求 有无数个 燃烧热 放热 ΔH＜0 1 mol纯物质 指定产物 唯一 要点01 吸热反应和放热反应 2．燃烧热与中和热的比较   相同点 相同点 不同点 不同点 不同点   能量变化 ΔH及其单位 反应物的量 生成物的量 反应热的含义 燃烧热 放热 ΔH＜0，单位均为kJ·mol－1 1 mol 不确定 101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，即C→CO2(g)、H→H2O(l)、S→SO2(g)、N元素→N2(g)、X(卤素)→HX(g) 中和热 放热 ΔH＜0，单位均为kJ·mol－1 不一定为1 mol 生成水的量为1 mol 在稀溶液里，酸与碱发生中和反应生成1 mol水时所放出的热量 要点01 吸热反应和放热反应 2．燃烧热与中和热的比较   不同点 特点   表示方法 特点 燃烧热 燃烧热ΔH＝－a kJ·mol－1(a＞0) 物质燃烧一定放热，ΔH一定为负值 中和热 强酸与强碱反应的中和热ΔH＝－57.3 kJ·mol－1 弱酸、弱碱电离吸热，中和热数值比57.3小，有沉淀生成的中和热数值比57.3大 【温馨提示】①物质的燃烧热用焓变表示时都为负值。②反应条件：100 kPa、可燃物的用量为1mol纯物质。③完全燃烧时，不同元素对应的指定产物：C → CO2(g)；H →H2O(l)；S → SO2(g)；N → N2(g)。④若无特别说明，一般是在氧气中进行，因此，并非所有的燃烧放出的热量都叫燃烧热，如H2在Cl2中燃烧放出的热量不是燃烧热。 要点02 燃料的充分利用 1．燃料充分利用的意义 （1）燃料利用现状：世界各国所需的燃料几乎全部来自化石燃料，而在自然界经 历几百万年才形成的化石燃料，极有可能在几百年内全部被耗尽 （2）化石燃料危害：能引起温室效应；煤燃烧排放二氧化硫，导致酸雨；煤燃烧 会产生大量的烟尘；会造成化石燃料蕴藏量的枯竭。 （3）节约能源：节约能源，提高能源的利用率和减少污染是世界各国能源研究的 主要目标之一。 2．燃料充分燃烧的方法 要点02 燃料的充分利用 （1）鼓入适量的空气：空气不足，燃料燃烧得不充分，放出的热量少，且还会造 成空气污染。空气太多，冷空气会带走一部分热量，造成热量损失。 （2）将燃料与空气充分接触：增加接触面积有利于燃料充分燃烧。大块的固体燃 料和液体燃料与空气接触面有限。将固体燃料粉碎，把液体燃料雾化，均可增加 与空气的接触面，提高燃料的利用率。 （3）进行燃料加工：煤直接燃烧不仅燃烧不充分，热值不高，会产生大量的粉尘 和二氧化硫，造成环境污染。煤液化或汽化，可提高煤的利用率，改善生活环境。 3．热能充分利用的方法 要点02 燃料的充分利用 （1）利用余热。如在灶具上增加一个利用余热加热水的装置。 （2）防止热量损失。如在燃料燃烧时加一个挡风罩。 （3）进行热交换。工厂里常用热交换器将化学反应放出的热量加热反应物或加热 生活用水。 4．新能源的开发措施 （1）调整和优化能源结构，降低燃煤在能源结构中的比例，节约煤气资源。 （2）加快开发水电、热电和新能源。其中最有希望的是太阳能、燃料电池、风能 和氢能。 【典例01】（燃烧热的定义及计算）下列热化学方程式(数值均正确)能 表示可燃物燃烧热的是（ ） A．  CO(g)+1/2O2(g)==CO2(g) ΔH= -283kJ·mol-1 B．  CH4(g)+2O2(g)==CO2(g)+2H2O(g) ΔH= -802.3kJ·mol-1 C．  2H2(g)+O2(g)==2H2O(l) ΔH= -517.6kJ·mol-1 D．  H2(g)+Cl2(g)==HCl(g) ΔH= -184.6kJ·mol-1 A 【典例02】（燃烧热和中和热的比较）已知反应：①100kPa时， 2C(s)+O2(g)==2CO(g) ΔH=-221kJ·mol-1，②稀溶液中 H+(aq)+OH-(aq) =H2O(l) ΔH=-57.3kJ·mol-1，下列结论错误的是（ ） A．2CO2(g)==2CO(g)＋O2(g)反应的ΔH＝2×283.0 kJ•mol－1 B．碳的燃烧热为221kJ·mol-1 C．稀硫酸与稀NaOH溶液反应的中和反应反应热为57.3kJ·mol-1 D．含20.0gNaOH的稀溶液与稀盐酸完全中和，放出28.65kJ的热量 B 【典例03】（燃烧热与反应热的比较）已知：氢气的燃烧热为 285.8kJ·mol-1，碳的燃烧热为393.5kJ·mol-1。下列说法正确的是（ ） A．氢气燃烧热的热化学方程式为 2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)   ΔH=+571.6kJ·mol-1 B．标准状况下，22.4L氢气完全燃烧生成液态水放出热量285.8kJ C．反应C(s)+1/2O2(g)==CO(g)的ΔH<-393.5kJ·mol-1 D．2.4g碳完全燃烧放出的热量为78.7kJ·mol-1 B 【典例04】（燃料的充分燃烧和利用）燃料燃烧过程中释放出的热能是 人类生产和生活所需要能量的重要来源。 （1）燃烧热与反应热的关系是________。 a．燃烧热是反应热的一种类型；b．当一个反应是燃烧反应时，该燃 烧反应的反应热就是燃烧热；c．燃烧热不属于反应热；d．反应热有 正负之分，燃烧反应的焓变全部是正值 （2）下列关于燃料充分燃烧的做法正确的是 _______（选填编号）。 a．通入空气的量越多越好；b．固体燃料燃烧前最好粉粹；c．通入空 气的量稍过量；d．液体燃料燃烧时采用雾状喷出 工业上为了充分利用热能，常采用_____________作为提高热交换效率 的一种设备 a bcd 热交换器 【典例04】（燃料的充分燃烧和利用）燃料燃烧过程中释放出的热能是 人类生产和生活所需要能量的重要来源。 （3）金刚石和石墨均为碳的同素异形体，它们在氧气不足时燃烧生成 一氧化碳，在氧气充足时充分燃烧生成二氧化碳，反应中放出的热量 如下图所示 ①在通常状况下，______（选填“金刚 石、石墨”）更稳定，石墨的燃烧热为 △H ______________。 ②12g石墨在一定量空气中燃烧，生 成36g气体,该过程放出的热量为_____kJ。 石墨 -393.5 kJ·mol-1 252 【典例04】（燃料的充分燃烧和利用）燃料燃烧过程中释放出的热能是 人类生产和生活所需要能量的重要来源。 （4）卫星发射时可用联氨(N2H4)为燃料。32g气态联氨在氧气中燃烧，生 成氮气和水蒸气，放出534kJ的热量，该反应的热化学方程式为： _______________________________________________。 （5）已知： 。键能：H-H436kJ·mol-1； H-O467kJ·mol-1:。则O2分子中化学键的键能为________kJ/mol。 N2H4(g)+O2(g)=N2(g)+2H2O(g) △H=-534 kJ·mol-1 512.3 点击下方链接，使用配套考点清单和考题猜想 THANKS