1.1 第2课时 反应热的测量与计算 能源的充分利用(Word教参)-【新课程学案】2025-2026学年高中化学选择性必修1（苏教版）

第2课时　反应热的测量与计算　能源的充分利用 新知探究(一)——反应热的测量 1.简易量热计和量热计的构造 (1)将下列实验装置中各仪器(或物品)的名称填在横线上。 (2)仪器各部分的作用 ①搅拌器或环形玻璃搅拌棒的作用是使反应物混合均匀充分接触。 ②保温层的作用是减少热量的散失。 ③温度计的作用是测定反应前后反应体系的温度。 2.实验原理 用体积均为50 mL的一元强酸、一元强碱,它们的浓度均为0.50 mol·L-1。由于是稀溶液,且为了计算简便,我们近似地认为,所用酸、碱溶液的密度均为1 g·c,根据热化学方程式H+(aq)+ OH- (aq)==H2O (l)　ΔH=-Q kJ·mol-1,需计算稀的酸、碱中和生成1 mol水的反应热,而50 mL 0.50 mol·L-1盐酸与50 mL 0.50 mol·L-1氢氧化钠溶液反应后生成的水只有0.025 mol。 C=(VHCl·ρHCl+VNaOH·ρNaOH)×4.18 J·℃-1, 生成1 mol H2O(l)时的反应热ΔH=- kJ·mol-1,其中溶液的质量m约为100 g。 3.实验步骤及测量数据 (1)初始温度:测量混合前50 mL 0.50 mol·L-1盐酸的温度为T1 ℃、50 mL 0.50 mol·L-1氢氧化钠溶液的温度为T2 ℃,取两温度平均值为 ℃。 (2)终止温度(T3):将酸、碱溶液迅速混合,用环形玻璃搅拌棒不断搅动溶液,并准确读取混合溶液的最高温度,记录为终止温度T3。反应体系的温度变化为ΔT=℃。 (3)重复实验操作三次,记录每次的实验数据,取其平均值作为计算依据。 (4)实验数据处理 该实验中盐酸和氢氧化钠溶液反应放出的热量是0.418kJ,生成1 mol H2O(l)时的反应热为-16.72kJ·mol-1[或ΔH=- kJ·mol-1]。 4.思考讨论 (1)若用NaOH固体代替NaOH溶液,对结果会产生什么影响? 提示:NaOH固体溶于水时放热,使测得的反应热的数值偏大。 (2)在上述过程中,提高测定反应热准确度的措施有哪些? 提示:使用保温效果好的量热计;温度计用后及时冲洗;用环形玻璃搅拌棒均匀搅拌;操作动作迅速;多次测量取平均值。 [典例]　某实验小组用0.50 mol·L-1NaOH溶液和0.50 mol·L-1硫酸进行反应热的测定。实验装置如图所示: (1)大烧杯上如不盖硬纸板,计算所得的中和反应的反应热的数值会偏大还是偏小? (2)取50 mL NaOH溶液和30 mL硫酸进行实验,实验数据如下表。 实验 次数 起始温度t1/℃ 终止温度 t2/℃ 温度差 (t2-t1)/℃ H2SO4 NaOH 平均值 1 26.6 26.6 26.6 29.1 2 27.0 27.4 27.2 31.2 3 25.9 25.9 25.9 29.8 4 26.4 26.2 26.3 30.4 ①温度差平均值是多少? ②近似认为0.50 mol·L-1NaOH溶液和0.50 mol·L-1硫酸的密度都是1 g·cm-3,中和后生成溶液的比热容c=4.18 J·(g·℃)-1。则ΔH是多少? (3)若将上述硫酸换成等量的浓硫酸,所测得的反应热相等吗? (4)实验过程中,如何用玻璃搅拌棒搅拌溶液?不能用铜质搅拌棒代替的理由是什么? 　　[解析]　(1)不盖硬纸板热量会有损耗,偏小。(2)①第1次实验温度差误差较大,应舍弃,经计算知温度差平均值为4.0 ℃。②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 cm3×1 g·cm-3=80 g,温度差为4.0 ℃,则生成0.025 mol 水放出的热量为Q=C·Δt=(80×4.18)J·℃-1×4.0 ℃=1 337.6 J,即1.337 6 kJ,故ΔH≈-53.5 kJ·mol-1。(3)不相等;因为浓硫酸稀释时会放热。(4)实验时应用环形玻璃搅拌棒上下提拉搅拌。因为铜传热快,热量损失大,所以不能用铜质搅拌棒代替环形玻璃搅拌棒。 [答案]　(1)偏小　(2)①4.0 ℃　②-53.5 kJ·mol-1　(3)不相等　(4)上下提拉搅拌;铜传热快,热量损失大 |归纳拓展|中和反应反应热测量实验中的“三关” (1)隔热关——装置保温、隔热效果好,减少热量的损失。 (2)测量关——温度在测量过程中是重要的参数,测量时要又快又准。 ①选择精密温度计,精确到0.1 ℃。 ②测量溶液温度时,将温度计插在液体中央,使水银球处于溶液中央位置,温度计不要碰到容器壁或插在液面以上。 ③温度计不能作搅拌器使用,用环形玻璃搅拌棒搅拌,使溶液迅速、充分混合。 ④测量反应混合液的温度时要随时读取温度值,记录最高温度。 (3)酸、碱关——注意酸碱的强弱和浓度。 酸、碱浓溶液稀释过程中会放出热量。通常中和反应反应热是指强酸、强碱在稀溶液中反应生成1 mol液态水的反应热。 [题点多维训练] 1.有关用简易量热计(装置如右图所示)测量中和热的实验操作正确的是 (　　) A.可以去掉简易量热计的塑料盖板 B.记录反应的最高温度 C.向简易量热计中加碱时有碱液溅到量热计外 D.酸碱混合后不及时搅拌 解析:选B　去掉简易量热计的塑料盖板,使热量损失而使误差增大,A错误;反应时至少测温度3次:反应前酸的温度、反应前碱的温度,反应后的最高温度,B正确;向简易量热计中加碱时有碱液溅到量热计外,反应的碱变少了,放出的热量也减少而使误差增大,C错误;酸碱混合后不及时搅拌,则延长了反应时间,热损增大,使误差增大,D错误。 2.(2025·洛阳期末检测)采用50 mL 0.55 mol·L-1 NaOH溶液和50 mL 0.5 mol·L-1稀盐酸进行中和反应反应热的测定实验,装置如图所示。下列说法错误的是 (　　) A.仪器M的名称为玻璃搅拌器 B.为保证充分反应,应缓慢分批次加入试剂 C.反应前体系的温度为盐酸温度与NaOH溶液温度的平均值 D.用50 mL 0.26 mol·L-1稀硫酸代替稀盐酸进行实验,生成1 mol H2O时放出的热量不变 解析:选B　仪器M的名称为玻璃搅拌器,实验时用于搅拌使反应充分,故A正确;为避免热量损失,进行该实验时,应将两种溶液迅速倒进简易量热计里并迅速盖上杯盖,故B错误;进行中和热测定实验时,应先分别测量盐酸温度、NaOH溶液温度,取其平均值作为反应前的温度,故C正确;中和热是指强酸强碱的稀溶液反应生成1 mol H2O所放出的热量,用50 mL 0.26 mol·L-1稀硫酸代替稀盐酸进行实验,只要保证生成1 mol H2O,则放出的热量不变,故D正确。 3.用50 mL 0.50 mol·L-1盐酸和50 mL 0.55 mol·L-1NaOH溶液反应,实验中测得起始温度为20.1 ℃,终止温度为23.4 ℃,反应后溶液的比热容为4.18 J·g-1·℃-1,盐酸和NaOH溶液的密度都近似认为是1 g·c,则中和反应生成1 mol水时放热为 (　　) A.55.2 kJ　　　　　　　　　 B.391 kJ C.336 kJ D.1.38 kJ 解析:选A　代入公式ΔH=-=- kJ·mol-1≈-55.2 kJ·mol-1。 4.(2025·邢台一中阶段练习)某同学通过实验测出稀盐酸和稀NaOH溶液(碱稍过量)反应生成1 mol水的反应热ΔH=-52.3 kJ·mol-1,比理论数值要小,造成这一结果的原因不可能的是 (　　) A.实验装置保温、隔热效果差 B.用量筒量取盐酸时仰视读数 C.分多次将NaOH溶液倒入量热计的内筒中 D.用测量盐酸的温度计直接测定NaOH溶液的温度 解析:选B　若装置保温、隔热效果差,会造成较多的热量损失,测得的反应热数值偏小,A项可能;用量筒取液体,仰视读数时,实际量取的溶液体积多于应该量取的溶液体积,会导致放出的热量变多,B项不可能;C项操作会导致较多的热量损失,C项可能;D项操作会导致测得的NaOH溶液的初始温度偏高,最后计算出的反应放出的热量比实际放出的热量少,D项可能。 新知探究(二)——盖斯定律　反应热的计算 1.盖斯定律 (1)内容:一个化学反应,不论是一步完成,还是分几步完成,其总的热效应是完全相等的。 (2)在恒压条件下,化学反应的热效应等于焓变(ΔH),而ΔH仅与反应的起始状态和反应的最终状态有关,而与反应的途径无关。 (3)始态和终态相同的反应途径有如下三种: ΔH=ΔH1+ΔH2=ΔH3+ΔH4+ΔH5。 2.应用盖斯定律计算ΔH的方法 根据如下两个反应: Ⅰ.C(s)+O2(g)==CO2(g) ΔH1=-393.5 kJ·mol-1 Ⅱ.CO(g)+O2(g)==CO2(g) ΔH2=-283.0 kJ·mol-1 选用两种方法,计算出C(s)+O2(g)==CO(g)的反应热ΔH3。 (1)虚拟路径法 反应C(s)+O2(g)==CO2(g)的途径可设计如图: ΔH1=ΔH3+ΔH2,则ΔH3=-110.5 kJ·mol-1。 (2)加和法 依据目标方程式中各物质的位置和化学计量数,调整已知方程式,最终加和成目标方程式,ΔH同时作出相应的调整和运算。 ①写出目标反应的热化学方程式,确定各物质在各反应中的位置: C(s)+O2(g)==CO(g)　ΔH3; ②将已知热化学方程式Ⅰ-Ⅱ,可得目标热化学方程式:C(s)+O2(g)==CO(g)　ΔH3=ΔH1-ΔH2,则ΔH3=-110.5 kJ·mol-1。 [微点拨]　运用盖斯定律计算反应热的3个关键 ①热化学方程式的化学计量数加倍,ΔH也相应加倍。②热化学方程式相加减,同种物质之间可加减,反应热也相应加减。③将热化学方程式颠倒时,ΔH的正负必须随之改变。 [题点多维训练] 1.在298 K、100 kPa时,已知: 2H2(g)+O2(g)==2H2O(g)　ΔH1　① Cl2(g)+H2(g)==2HCl(g)　ΔH2　② 2Cl2(g)+2H2O(g)==4HCl(g)+O2(g)　ΔH3　③ 则ΔH3与ΔH1和ΔH2间的关系正确的是 (　　) A.ΔH3=2ΔH2+ΔH1　 B.ΔH3=ΔH1+ΔH2 C.ΔH3=2ΔH2-ΔH1 D.ΔH3=ΔH2-ΔH1 解析:选C　由盖斯定律可得,第三个热化学方程式可由2×②-①得到,故ΔH3=2ΔH2-ΔH1。 2.已知下列热化学方程式: ①Fe2O3(s)+3CO(g)==2Fe(s)+3CO2(g) ΔH=-25 kJ·mol-1 ②3Fe2O3(s)+CO(g)==2Fe3O4(s)+CO2(g) ΔH=-47 kJ·mol-1 则下列关于Fe3O4(s)被CO还原成Fe(s)和CO2的热化学方程式的书写中正确的是 (　　) A.Fe3O4+4CO==3Fe+4CO2 ΔH=-14 kJ·mol-1 B.Fe3O4(s)+4CO(g)==3Fe(s)+4CO2(g) ΔH=-22 kJ·mol-1 C.Fe3O4(s)+4CO(g)==3Fe(s)+4CO2(g) ΔH=14 kJ·mol-1 D.Fe3O4(s)+4CO(g)==3Fe(s)+4CO2(g) ΔH=-14 kJ·mol-1 解析:选D　根据盖斯定律,由(①×3-②)÷2可得Fe3O4(s)+4CO(g)==3Fe(s)+4CO2(g)　ΔH=-14 kJ·mol-1。 3.(2024·山东卷·节选)水煤气是H2的主要来源,研究CaO对C⁃H2O体系制H2的影响,涉及主要反应如下: C(s)+H2O(g)⇌CO(g)+H2(g) (Ⅰ) ΔH1>0 CO(g)+H2O(g)⇌CO2(g)+H2(g)(Ⅱ) ΔH2<0 CaO(s)+CO2(g)⇌CaCO3(s)(Ⅲ)　ΔH3<0 C(s)+CaO(s)+2H2O(g)⇌CaCO3(s)+2H2(g)的焓变ΔH=　　　　　　　　　(用代数式表示)。  解析:设目标反应为Ⅳ,根据盖斯定律知,Ⅳ=Ⅰ+Ⅱ+Ⅲ,所以ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3。 答案:ΔH1+ΔH2+ΔH3 4.(2024·上海卷·节选)已知反应Al2Br6(l)⇌2Al(g)+6Br(g)　ΔH ①Al2Br6(s)⇌Al2Br6(l)　ΔH1 ②Al(s)⇌Al(g)　ΔH2 ③Br2(l)⇌Br2(g)　ΔH3 ④Br2(g)⇌2Br(g)　ΔH4 ⑤2Al(s)+3Br2(l)⇌Al2Br6(s)　ΔH5 则ΔH=　　　　　　　　　　。  解析:根据盖斯定律可得,已知反应=-1×反应①+2×反应②+3×反应③+3×反应④-反应⑤,则ΔH=-ΔH1+2ΔH2+3ΔH3+3ΔH4-ΔH5。 答案:-ΔH1+2ΔH2+3ΔH3+3ΔH4-ΔH5 新知探究(三)——能源的充分利用 (一)标准燃烧热和热值 1.标准燃烧热 定义 在101 kPa下,1 mol物质完全燃烧的反应热,单位为kJ·mol-1 意义 如25 ℃、101 kPa时,甲烷的标准燃烧热ΔH=-890.3 kJ·mol-1的意义是:在25℃、101 kPa时,1 mol CH4完全燃烧生成CO2气体和液态H2O时放出890.3 kJ的热量 说明 物质完全燃烧指物质中含有的氮元素转化为N2(g)、氢元素转化为H2O(l)、碳元素转化为CO2(g) 2.热值 (1)定义:在101 kPa,1 g物质完全燃烧的反应热;单位为kJ·g-1。 (2)热值与标准燃烧热的换算 如甲烷的热值为55.6 kJ·g-1,则甲烷的标准燃烧热为889.6 kJ·mol-1。 3.利用燃烧热计算化学反应的反应热 书写 步骤 ①将燃烧热改写成热化学方程式。②根据盖斯定律,利用加和法或路径法进行计算 计算 方法 反应热=反应物的燃烧热×化学计量数-生成物的燃烧热×化学计量数 (二)能源的开发和利用 1.能源的概念及其分类 (1)能源的概念 能源是指可以提供能量的自然资源,它包括化石燃料、阳光、风力、流水、潮汐等。 (2)能源的分类 分类依据 种类 举例 转换过程 一次能源 太阳能、风能、化石燃料、地热能、潮汐能等 二次能源 电能、氢能、石油加工产品、煤的加工产品等 使用历史 常规能源 化石燃料 新能源 太阳能、风能、核能、氢能、生物质能等 能源性质 可再生能源 太阳能、风能、氢能、生物质能 不可再生能源 化石燃料、核能 2.化石燃料和新能源 (1)化石燃料的弊端:蕴藏量有限、不可再生;利用率低;污染环境,特别是会造成酸雨和温室效应。 (2)太阳能是能量巨大的清洁能源,缺点是能量密度小,受地域和季节的影响大。 (3)氢能有三大优点:一是热值高,二是资源丰富,三是无毒、无污染;缺点是储存、运输困难。 3.能源危机的解决方法 开发新能源,节约现有能源,提高能源的利用率。 [题点多维训练] 题点(一)　标准燃烧热 1.(2025·南通中学月考)下列热化学方程式中能表示可燃物标准燃烧热的是 (　　) A.CO(g)+O2(g)==CO2(g) ΔH=-283 kJ·mol-1 B.CH4(g)+2O2(g)==CO2(g)+2H2O(g) ΔH=-802.3 kJ·mol-1 C.2H2(g)+O2(g)==2H2O(l) ΔH=-571.6 kJ·mol-1 D.2H2(g)+O2(g)==2H2O(g) ΔH=-484.0 kJ·mol-1 解析:选A　表示标准燃烧热的热化学方程式要求1 mol纯物质完全燃烧,生成稳定的产物。 2.下列说法正确的是 (　　) A.硫完全燃烧生成二氧化硫时,放出的热量为硫的标准燃烧热 B.在101 kPa时,1 mol碳燃烧所放出的热量为碳的标准燃烧热 C.在101 kPa时,由2CO(g)+O2(g)==2CO2(g)　ΔH=-566 kJ·mol-1,可知CO的标准燃烧热为283 kJ·mol-1 D.乙炔的标准燃烧热为1 299.6 kJ·mol-1,则2C2H2(g)+5O2(g)==4CO2(g)+2H2O(g)反应的ΔH=-2 599.2 kJ·mol-1 解析:选C　理解标准燃烧热的概念,一是注意可燃物的用量为1 mol纯物质;二是注意反应的程度,完全燃烧并生成指定的产物,如C生成CO2(g),S生成SO2(g),H2生成H2O(l)。选项A没有指明硫的物质的量为1 mol;选项B中没有指明1 mol碳完全燃烧生成CO2;选项D中热化学方程式的生成物水应为液态,反应热ΔH与其不对应。 3.在25 ℃、101 kPa时,1.00 g C6H6(l)燃烧生成CO2(g)和H2O(l),放出41.8 kJ的热量,C6H6的标准燃烧热为　　　　kJ·mol-1,该反应的热化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  解析:1 mol C6H6(l)完全燃烧生成CO2(g)和H2O(l)放出的热量为41.8×78 kJ=3 260.4 kJ,热化学方程式为C6H6(l)+O2(g)==6CO2(g)+3H2O(l)　ΔH=-3 260.4 kJ·mol-1。 答案:3 260.4　C6H6(l)+O2(g)==6CO2(g)+3H2O(l)　ΔH=-3 260.4 kJ·mol-1 题点(二)　能源的开发和利用 4.下列有关能源开发和利用说法不正确的是 (　　) A.人类日常利用的煤、石油、天然气等的能量,归根结底是由太阳能转变来的 B.氢能是一种理想的绿色能源,现在的科技水平已经能够全面推广使用氢能 C.乙醇属于可再生能源,使用乙醇汽油可以缓解目前石油紧张的矛盾 D.太阳能、风能、核能、氢能等符合新能源的特点 解析:选B　人类日常利用的煤、石油、天然气等的能量,归根到底是由古代的动物、植物等经过漫长的历史时期形成的,因此是由太阳能转变而来的,故A正确;氢能是一种理想的绿色能源,现在的科技水平还很难全面推广使用氢能,故B错误;乙醇属于可再生能源,是由高粱、玉米、薯类等经过发酵制得的,使用乙醇汽油可以缓解目前石油紧张的矛盾,故C正确;新能源的特点是资源丰富,在使用时对环境无污染或者污染很小,且可以再生,太阳能、风能、核能、氢能等符合新能源的特点,故D正确。 5.如图为“能源分类相关图”,四组能源选项中全部符合图中阴影部分的是 (　　) A.煤炭、石油、潮汐能 B.水能、生物质能、天然气 C.太阳能、风能、沼气 D.地热能、海洋能、核能 解析:选C　太阳能、风能、沼气这三种能源既是新能源、可再生能源,又是来自太阳的能源。 [课时跟踪检测] 一、选择题 1.下列说法正确的是 (　　) A.化学反应的反应热与反应过程有密切的关系 B.化学反应的反应热取决于反应体系的始态和终态 C.盖斯定律只是一条简单的自然规律,其实际作用不大 D.有的化学反应过程没有能量变化 解析:选B　根据盖斯定律知,反应热的大小只与反应体系的始态、终态有关,和反应的途径、过程无关,A错误,B正确;盖斯定律虽然是一条简单的自然规律,但实际作用很大,C错误;任何化学反应过程都有能量变化,D错误。 2.关于能源,以下说法不正确的是 (　　) A.煤、石油、天然气等燃料属不可再生能源 B.煤、石油、水煤气可从自然界直接获取,属一次能源 C.太阳能是一次能源、新能源 D.潮汐能来源于月球引力做功 解析:选B　煤、石油、天然气等化石燃料蕴藏量有限,不可再生,最终将会枯竭,A正确;煤、石油等可从自然界直接获取,属一次能源,但水煤气是由焦炭与H2O(g)在高温下反应制取,属二次能源,B错误;太阳能既是一次能源又是新能源,C正确;潮汐能来自于月球引力,D正确。 3.在测定中和热的实验中,下列说法正确的是 (　　) A.使用环形玻璃搅拌棒是为了加快反应速率,减小实验误差 B.为了准确测定反应混合溶液的温度,实验中温度计水银球应与小烧杯底部接触 C.用0.5 mol·L-1 NaOH溶液分别与0.5 mol·L-1的盐酸、醋酸溶液反应,如所取的溶液体积相等,则测得的中和热数值相同 D.在测定中和热实验中需要使用的仪器有天平、量筒、烧杯、滴定管、温度计 解析:选A　在中和热的测定中,使用环形玻璃搅拌棒搅拌,目的是使反应物混合均匀,加快反应,减小误差,A正确;温度计水银球不能接触烧杯底部,B错;CH3COOH为弱酸,电离吸热,故测得的中和热比用盐酸时数值小,C错;不需要天平、滴定管,D错。 4.有专家指出,可利用太阳能对燃烧产物如CO2、H2O、N2等进行处理,使它们重新组合,实现如图所示的转化。在此构想的物质循环中太阳能最终转化为 (　　) A.化学能　　　　　　　 B.热能 C.生物能 D.电能 解析:选B　图中由CO2、H2O、N2转化为CH4、CH3OH、NH3是在太阳能的作用下完成的,由转化关系可知太阳能最终以热能形式释放出来。 5.下列热化学方程式正确的是 (　　) 选项 已知条件 热化学方程式 A H2的燃烧热ΔH=-a kJ·mol-1 H2+Cl2==2HCl ΔH=-a kJ·mol-1 B 1 mol SO2与0.5 mol O2完全反应后,放出热量98.3 kJ SO2(g)+O2(g)⇌SO3(g)　ΔH=-98.3 kJ·mol-1 C H+(aq)+OH-(aq)==H2O(l)　 ΔH=-57.3 kJ·mol-1 H2SO4(aq)+Ba(OH)2(aq)==BaSO4(s)+2H2O(l) ΔH=-114.6 kJ·mol-1 D 31 g白磷比31 g红磷能量多b kJ P4(s)==4P(s)　ΔH=-4b kJ·mol-1 解析:选D　HCl不是氧化物,不符合燃烧热的概念要求,A错误;SO2(g)+O2(g)⇌SO3(g)　ΔH=-98.3 kJ·mol-1表示1 mol SO2(g)与0.5 mol O2(g)完全反应生成1 mol SO3(g)时,放出热量98.3 kJ,该反应为可逆反应,反应物不能完全转化,即1 mol SO2与0.5 mol O2不能完全反应生成1 mol SO3,放出的热量小于98.3 kJ,B错误;反应过程中除了氢离子和氢氧根离子反应放热,硫酸钡沉淀的生成也伴随着热量的变化,C错误;31 g白磷的物质的量为=0.25 mol,比31 g红磷能量多b kJ,则1 mol白磷(P4)生成4 mol红磷(P),放出4b kJ热量,所以热化学方程式为P4(s)==4P(s)　ΔH=-4b kJ·mol-1,D正确。 6.(2025·沧州期中)高温下可将煤转化为水煤气,水煤气可作为气体燃料,有关热化学方程式如下: ①C(s)+H2O(g)==CO(g)+H2(g) ΔH1=131.3 kJ·mol-1 ②2CO(g)+O2(g)==2CO2(g) ΔH2=-566.0 kJ·mol-1 ③2H2(g)+O2(g)==2H2O(g) ΔH3=-483.6 kJ·mol-1 下列说法正确的是 (　　) A.煤不属于化石燃料 B.等质量的CO和H2完全燃烧时,前者放热多 C.水煤气作为气体燃料,比煤直接燃烧污染小 D.由反应③可以确定H2的标准燃烧热为241.8 kJ·mol-1 解析:选C　煤是常见的化石燃料,故A错误;根据②可知56 g CO完全燃烧放热566 kJ,根据③可知56 g H2燃烧生成水蒸气放热483.6 kJ×14=6 770.4 kJ,故B错误;CO和H2燃烧只生成二氧化碳和水,无污染,故C正确;氢气的标准燃烧热是1 mol氢气完全燃烧生成液态水放出的热量,所以H2的标准燃烧热不是241.8 kJ·mol-1,故D错误。 7.依据图示关系,下列说法不正确的是 (　　) A.H2S(g)+O2(g)==S(g)+H2O(l)　ΔH>-265.8 kJ·mol-1 B.1 mol H2S(g)和1 mol S(s)分别在足量O2中燃烧,全部转化为SO2(g)和H2O(l),前者放热多 C.2H2S(g)+SO2(g)==3S(s)+2H2O(l)　ΔH=ΔH1-ΔH2 D.化学反应的ΔH,只与反应体系的始态和终态有关,与反应途径无关 解析:选C　根据图示,H2S(g)+O2(g)==S(s)+H2O(l)　ΔH=-265.8 kJ·mol-1,硫固体转化为硫蒸气需要吸热,因此H2S(g)+O2(g)==S(g)+H2O(l)　ΔH>-265.8 kJ·mol-1,A项正确;1 mol H2S(g)和1 mol S(s)分别在足量O2中燃烧,全部转化为SO2(g)和H2O(l),放出的热量分别为562.7 kJ、296.9 kJ,前者放热多,B项正确;由盖斯定律可知,2H2S(g)+SO2(g)==3S(s)+2H2O(l)　ΔH=2ΔH1-ΔH2,C项错误;反应途径不改变反应物、生成物的总能量,则化学反应的ΔH只与反应体系的始态和终态有关,与反应途径无关,D项正确。 8.(2025·苏州中学月考)将TiO2转化为TiCl4是工业冶炼金属钛的主要反应之一。 已知:TiO2(s)+2Cl2(g)==TiCl4(l)+O2(g) ΔH=140.5 kJ·mol-1 C(s,石墨)+O2(g)==CO(g) ΔH=-110.5 kJ·mol-1 则反应TiO2(s)+2Cl2(g)+2C(s,石墨)==TiCl4(l)+2CO(g)的ΔH是 (　　) A.80.5 kJ·mol-1 B.30.0 kJ·mol-1 C.-30.0 kJ·mol-1 D.-80.5 kJ·mol-1 解析:选D　对已知热化学方程式依次编号为①、②,根据盖斯定律,由①+②×2可得热化学方程式:TiO2(s)+2Cl2(g)+2C(s,石墨)==TiCl4(l)+2CO(g)　ΔH=140.5 kJ·mol-1+(-110.5 kJ·mol-1)×2=-80.5 kJ·mol-1。 9.已知反应:H2(g)+O2(g)==H2O(g)　ΔH1 N2(g)+O2(g)==NO2(g)　ΔH2 N2(g)+H2(g)⇌NH3(g)　ΔH3 则反应2NH3(g)+O2(g)==2NO2(g)+3H2O(g)的ΔH为 (　　) A.2ΔH1+2ΔH2-2ΔH3 B.ΔH1+ΔH2-ΔH3 C.3ΔH1+2ΔH2+2ΔH3 D.3ΔH1+2ΔH2-2ΔH3 解析:选D　把已知反应依次编号为①、②、③,根据盖斯定律,由①×3+②×2-③×2得2NH3(g)+O2(g)==2NO2(g)+3H2O(g)　ΔH=3ΔH1+2ΔH2-2ΔH3。 10.(2023·海南卷)各相关物质的燃烧热数据如下表。下列热化学方程式正确的是 (　　) 物质 C2H6(g) C2H4(g) H2(g) ΔH/(kJ·mol-1) -1 559.8 -1 411 -285.8 A.C2H4(g)+3O2(g)==2CO2(g)+2H2O(g)　ΔH=-1 411 kJ·mol-1 B.C2H6(g)==C2H4(g)+H2(g) ΔH=-137 kJ·mol-1 C.H2O(l)==O2(g)+H2(g) ΔH=+285.8 kJ·mol-1 D.C2H6(g)+O2(g)==2CO2(g)+3H2O(l) ΔH=-1 559.8 kJ·mol-1 解析:选D　1 mol纯物质完全燃烧生成指定的物质放出的热量称为燃烧热。H2O应该为液态,A错误;C2H6(g)==C2H4(g)+H2(g)　ΔH=+137 kJ·mol-1,B错误;氢气的燃烧热为285.8 kJ·mol-1,则H2O(l)==O2(g)+H2(g)　ΔH=+285.8 kJ·mol-1,C错误。 11.(2025·启东中学阶段练习)用CH4催化还原NOx,可以消除氮氧化物的污染。例如: ①CH4(g)+4NO2(g)==4NO(g)+CO2(g)+2H2O(g)　ΔH=-574 kJ·mol-1 ②CH4(g)+4NO(g)==2N2(g)+CO2(g)+2H2O(g)　ΔH=-1 160 kJ·mol-1 下列说法不正确的是 (　　) A.若用标准状况下4.48 L CH4还原NO2生成N2和水蒸气,放出的热量为173.4 kJ B.由反应①可推知:CH4(g)+4NO2(g)==4NO(g)+CO2(g)+2H2O(l)　ΔH<-574 kJ·mol-1 C.反应①②中,相同物质的量的CH4发生反应,转移的电子数相同 D.反应②中当4.48 L CH4反应完全时转移的电子为1.60 mol 解析:选D　根据盖斯定律,由(①+②)×得到热化学方程式:CH4(g)+2NO2(g)==N2(g)+CO2(g)+2H2O(g)　ΔH=-867 kJ·mol-1,标准状况下4.48 L CH4的物质的量为0.2 mol,放出的热量为0.2 mol×867 kJ·mol-1=173.4 kJ,A正确;由于液态水生成气态水需要吸收热量,所以生成液态水的反应放出的热量多,放热越多,则ΔH越小,即ΔH<-574 kJ·mol-1,B正确;反应①②中每1 mol CH4反应完全时均转移8 mol电子,C正确;由于未指明标准状况,4.48 L CH4的物质的量无法计算,D错误。 12.(2025·镇江期中)根据如图所给信息,得出的结论正确的是 (　　) A.48 g碳完全燃烧放出热量为1 574 kJ·mol-1 B.2C(s)+O2(g)==2CO(g) ΔH=-221.0 kJ·mol-1 C.2CO2(g)==2CO(g)+O2(g) ΔH=+283.0 kJ·mol-1 D.C(s)+O2(g)==CO2(g) ΔH=+393.5 kJ·mol-1 解析:选B　A.根据图示可知,1 mol C完全燃烧放出热量是393.5 kJ,则48 g碳也就是4 mol的碳完全燃烧放出热量为393.5 kJ·mol-1×4 mol=1 574 kJ,错误;B.1 mol C燃烧变为CO,放热为393.5 kJ-283.0 kJ=110.5 kJ,则2 mol C燃烧变为CO放出热量是110.5 kJ×2=221.0 kJ,所以热化学方程式为2C(s)+O2(g)==2CO(g)　ΔH=-221.0 kJ·mol-1,正确;C.根据图示可知1 mol CO2比1 mol CO和 mol O2的能量低283.0 kJ,则相应的热化学方程式是2CO2(g)==2CO(g)+O2(g)　ΔH=+566.0 kJ·mol-1,错误;D.1 mol固体C完全燃烧生成1 mol CO2(g)放出热量为393.5 kJ,热化学方程式为C(s)+O2(g)==CO2(g)　ΔH=-393.5 kJ·mol-1,错误。 13.(2025·唐山期末)已知:2H2O(l)==2H2(g)+O2(g)　ΔH=+571.0 kJ·mol-1。以太阳能为热源分解Fe3O4,经热化学铁氧化合物循环分解水制H2的过程如图: 过程Ⅰ:2Fe3O4(s)==6FeO(s)+O2(g) ΔH=313.2 kJ·mol-1 过程Ⅱ:…… 下列有关说法不正确的是 (　　) A.过程Ⅰ中每消耗232 g Fe3O4转移2 mol电子 B.过程Ⅱ反应的热化学方程式为3FeO(s)+H2O(l)==H2(g)+Fe3O4(s)　ΔH=+128.9 kJ·mol-1 C.过程Ⅰ、Ⅱ中能量转化的形式依次是太阳能→化学能、化学能→热能 D.铁氧化合物循环制H2具有节约能源,产物易分离等优点 解析:选C　过程Ⅰ中每消耗232 g(1 mol) Fe3O4生成0.5 mol O2,反应转移电子的物质的量为0.5 mol×4=2 mol,故A正确;利用盖斯定律,结合题给两个热化学方程式可得过程Ⅱ反应的热化学方程式:3FeO(s)+H2O(l)==H2(g)+Fe3O4(s)　ΔH=(+571.0 kJ·mol-1)×-(+313.2 kJ·mol-1)×=128.9 kJ·mol-1,故B正确;过程Ⅰ和过程Ⅱ发生的反应都是吸热反应,过程Ⅱ中能量转化的形式是热能转化为化学能,故C错误;铁氧化合物循环制H2以太阳能为热源分解Fe3O4,以H2O和Fe3O4为原料,具有成本低、产物易分离的优点,故D正确。 二、非选择题 14.(12分)已知H+(aq)+OH-(aq)==H2O(l)的反应热ΔH=-57.3 kJ·mol-1,回答下列有关中和反应的问题: (1)用0.1 mol Ba(OH)2配成稀溶液与足量稀硝酸反应,能放出　　　　kJ的能量。  (2)如图所示装置中,仪器A的名称是　　　　　,作用是　　　　　　　　　　　　　　　　　;仪器B的名称是　　　　　　,作用是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (3)通过实验测定的中和反应反应热的数值常常小于57.3 kJ·mol-1,其原因可能是 　。  (4)用相同浓度和体积的氨水(NH3·H2O)代替NaOH溶液进行上述实验,测得的反应热的数值　　　　(填“偏大”“偏小”或“无影响”,下同)。  (5)用足量稀硫酸代替稀硝酸溶液进行上述实验,测得的中和反应反应热的数值　　　　。  解析:(1)根据H+(aq)+OH-(aq)==H2O(l)的反应热ΔH=-57.3 kJ·mol-1知含0.1 mol Ba(OH)2的稀溶液与足量稀硝酸反应生成0.2 mol H2O(l),故放出的能量为11.46 kJ。(2)由实验装置知,A为环形玻璃搅拌棒,作用是搅拌,使溶液充分混合;B为温度计,作用是测量溶液的温度。(3)在测量中和反应反应热的实验中,减少热量损失是实验的关键,即在实验中会不可避免有少量热量损失,导致测得的反应热的数值常常小于正常值。(4)用氨水代替NaOH溶液,会使测得的数值偏小,因为NH3·H2O是弱电解质,电离时需吸收热量。(5)从离子反应的角度上看,用稀硫酸代替稀硝酸多了S与Ba2+生成BaSO4的成键过程,故放出的热量偏大。 答案:(1)11.46　(2)环形玻璃搅拌棒　搅拌,使溶液充分混合　温度计　测量溶液的温度　(3)实验中不可避免有少量热量损失　(4)偏小　(5)偏大 162 / 162 学科网（北京）股份有限公司 $$