第一章 化学反应的热效应【基础诊断与扫盲】高二化学上学期人教版

第一单元 化学反应的热效应 知识点 01 诊断评价 反应热与焓变 不了解 了解 掌握 1．同温同压下，反应在光照和点燃条件下的相同。(_____) 2．使用催化剂能够降低化学反应的反应热(ΔH)。(_______) 3．加入催化剂加快了反应速率，改变了反应吸收或放出的热量。( ) 4．水蒸气变为液态水时放出的能量就是该变化的反应热。 (　　) 5．物质的状态不同ΔH的数值也不同。(　　) 6．与反应中，能减小该反应的焓变。(　　) 7．在特定条件下反应热可以等于焓变。 (_______) 知识点 02 诊断评价 反应热与化学键及物质的能量关系 不了解 了解 掌握 8．已知反应，、分子中化学键断裂时分别需要吸收、的能量，则分子中化学键断裂时需吸收的能量为。(_______) 9．1mol H2和1 mol Cl2的总能量大于2 mol HCl的能量。(______) 10．断裂1 mol H—Cl键和1 mol H—I键所需能量：前者小于后者。(______) 11．断裂1 mol H—Cl键吸收的能量和形成1 mol H—Cl键释放的能量相同。(______) 12．与反应能量变化如图，则。(_______) 13．反应的可通过下式估算：反应中形成新共价键的键能之和-反应中断裂旧共价键的键能之和。(_______) 知识点 03 诊断评价 放热反应与吸热反应 不了解 了解 掌握 14．用棉花包裹，放入充满的集气瓶中，棉花燃烧说明是放热反应，证明与是放热反应。(______) 15．所有化学反应中，反应物的总能量一定大于生成物的总能量。(______) 16．室温下，向溶液中加入少量镁粉，产生大量气泡，测得溶液温度上升，说明镁与盐酸反应放热。(____) 17．吸热反应一定需要加热才能发生。(　　) 18．所有的燃烧反应都是放热反应，所以不需要加热就能进行。(___) 19．所有化合反应都是放热反应。(_____) 20．物质发生吸热反应后，体系的总能量减少。(_____) 知识点 04 诊断评价 中和热概念及其数值 不了解 了解 掌握 21．根据可知，溶液与反应的。（_____） 22．HCl和NaOH反应的中和热，则H2SO4和反应的中和热。(___________) 23．浓硫酸与NaOH溶液反应生成1molH2O(l)，放出的热量为57.3kJ。(_____) 24．已知，则和反应的。(_______) 25．NaOH(aq)+HCl(aq)=NaCl(aq)+H2O（1） △H =+57.3 kJ·mol-1 (中和热)。(____) 知识点 05 诊断评价 中和反应反应热的测定 不了解 了解 掌握 26．在测定中和反应反应热的实验中，可用金属搅拌器代替玻璃搅拌器。（_____） 27．中和反应反应热的测定实验中，测定盐酸后的温度计没有冲洗干净，立即测NaOH溶液的温度。(___) 28．实验中测定反应前后温度变化的温度计可以更换。(___) 29．实验时可用铜丝搅拌器代替玻璃搅拌器。(___) 30．为测定反应H＋(aq)＋OH－(aq)=H2O(l)的ΔH，也可以选用0.1 mol·L－1NaHSO4溶液和0.1 mol·L－1 NaOH溶液进行实验。(___) 31．在测定中和反应反应热的实验中，应把NaOH溶液分多次倒入。(___) 32．将酸碱混合后，记录稳定后的温度为反应后体系的温度。(_____) 33．用相同浓度和体积的氨水代替NaOH溶液进行实验，测得的中和热数值会偏大。(_____) 34．使用玻璃搅拌器是为了使反应物混合均匀，减小实验误差。(_____) 35．准确测量中和反应反应热的实验过程中，至少需测定温度4次。(_____) 36．测定中和反应反应热的实验中，混合溶液的温度不再变化时，该温度为终止温度。(_____) 知识点 06 诊断评价 热化学方程式 不了解 了解 掌握 37．　表示标准状况下和反应生成时放出QkJ的热量。(_____) 38．已知，则的。( ) 39．同素异形体转化的热化学方程式除了标明状态外，还要注明名称。(___) 40．一个反应的焓变因反应物的用量和反应条件的改变而发生改变。(___) 41．已知N2(g)＋3H2(g)=2NH3(g)　ΔH=-92 kJ·mol-1，则NH3(g)=N2(g)＋H2(g)　ΔH=＋46 kJ·mol-1。(________) 42．下，将和置于密闭的容器中充分反应生成，放热，热化学方程式为。 (　　) 43．。(　　) 44．热化学方程式表示的意义：25℃、101kPa时，发生上述反应生成1molH2O(g)后放出241.8kJ的热量。(_______) 45．，则相同条件下，气体的总能量小于氢气和氟气的能量之和。(_______) 46．、下，；将和过量的在此条件下充分反应，放出热量。(_______) 47．反应条件(点燃或加热)对热效应有影响，所以热化学方程式必须注明反应条件。(　　) 知识点 07 诊断评价 燃烧热 不了解 了解 掌握 48．燃烧生成水时放出的热量是的燃烧热。(_____) 49．因为所以可燃物S燃烧的稳定氧化物为。(　　) 50．S(s)＋O2(g)=SO3(g)　ΔH＝－315 kJ·mol－1(燃烧热)(ΔH的数值√)。(___) 51．1 mol甲烷燃烧生成液态水和CO2所放出的热量是甲烷的燃烧热。(___________) 52．CO(g)的燃烧热是，则反应的反应热。(___________) 53．氢气的燃烧热为，则电解水的热化学方程式为。(　　) 54．在下，纯物质完全燃烧所放出的热量就是其燃烧热。(　　) 55．根据可知，氢气的燃烧热。(______) 56．甲烷的标准燃烧热，则甲烷燃烧的热化学方程式为。(_______) 知识点 08 诊断评价 盖斯定律 不了解 了解 掌握 57．应用盖斯定律，可计算某些难以直接测量的反应焓变。(___________) 58．有些反应的反应热不能直接测得，可通过盖斯定律间接计算得到。(_______) 59．一个化学反应的焓变与反应途径无关。 (_______) 60．依据盖斯定律，反应焓变的大小与反应的途径有关，无论是一步完成还是分几步完成，其总的热效应完全相同。(　　) 61．不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。(　　) 知识点 09 诊断评价 根据盖斯定律计算反应热 不了解 了解 掌握 62．若，，则反应热的关系：。(　　) 63．① ② ③ ④   则。(_______) 64．已知2C(s)＋2O2(g)=2CO2(g)　ΔH＝a　2C(s)＋O2(g)=2CO(g)　ΔH＝b，则a>b。(　　) 参考答案： 1．√ 2．× 3．× 4．× 5．√ 6．× 7．√ 8．√ 9．√ 10．× 11．√ 12．√ 13．× 14．√ 15．× 16．√ 17．× 18．× 19．× 20．× 21．× 22．√ 23．× 24．× 25．× 26．× 27．× 28．× 29．× 30．√ 31．× 32．× 33．× 34．× 35．× 36．× 37．× 38．√ 39．√ 40．× 41．√ 42．× 43．× 44．√ 45．√ 46．× 47．× 48．× 49．× 50．× 51．× 52．× 53．× 54．× 55．× 56．× 57．√ 58．√ 59．√ 60．× 61．√ 62．× 63．√ 64．× 知识点01 反应热与焓变 1．反应热 （1）定义：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热。 说明：热量是指因温度不同而在体系与环境之间交换或传递的能量 （2）符号：ΔH （3）单位：kJ·mol－1或kJ/mol （4）测定方法：利用量热计直接测定 2．内能、焓、焓变 （1）内能(符号为U)：体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强和物质的聚集状态等影响 （2）焓(符号为H)：与物质内能有关的物理量 （3）焓变与反应热的关系：在等压条件下进行的化学反应，其反应热就等于反应的焓变 （4）焓变的符号和单位：ΔH，kJ/mol或kJ·mol-1 （5）焓变与焓的关系：ΔH=H生成物─H反应物 3．焓变(或反应热)与吸、放热反应的关系 放热反应：ΔH为“-”，即ΔH < 0(放热→体系能量降低) 吸热反应：ΔH为“+”，即ΔH > 0(吸热→体系能量升高) 比较大小：比较ΔH大小时，要带上“+”、“-”号，即所有放热反应的焓变小于所有吸热反应的焓变 4．反应热和焓变的比较 类别 项目 反应热 焓变 不同点 概念 化学反应释放或吸收的热量 化学反应中生成物的总焓与反应物的总焓之差 相同点 “＋”“－”的意义 “＋”表示反应吸热，“－”表示反应放热 数据来源 可以通过实验直接测得，也可以利用已知数据通过计算求得 联系 ①等值关系：恒压条件下反应的反应热等于焓变 ②等价关系：符号是ΔH，单位是kJ·mol－1 【温馨提醒】 ①焓(H)是与内能有关的物理量，内能描述的是物质所具有的能量，是物质固有的性质之一。不同的物质，其焓不同；相同的物质，如果温度或压强不同，物质的状态不同，其焓也会不同 ②焓、焓变、反应热代表的意义不同；焓只有正值，而焓变有正值、负值之分 ③化学反应的能量变化主要表现为热量变化，但并不完全是热量变化，还有光能、电能等 ④物质发生化学反应一定伴随着能量变化，但伴随能量变化的物质变化不一定都是化学变化。如：水蒸气变成液态水的过程放热，但该变化为物理变化 ⑤能量越低越稳定。同一物质能量由高到低：气体(g)>液体(l)>固体(s)；稳定性：气体(g)<液体(l)<固体(s) ⑥任何化学反应在发生物质变化的同时都伴随着能量的变化，通常表现为热量变化，即放出热量或吸收热量。在化学反应中，一定条件下所释放或吸收的热量即为化学反应热。 知识点02 反应热与化学键及物质的能量关系 1．微观：化学键的断裂与形成 反应物→断键→吸收能量 > 生成物→成键→释放能量 吸收能量→吸热反应→焓变为正值 反应物→断键→吸收能量 < 生成物→成键→释放能量 释放能量→放热反应→焓变为负值 2．宏观：反应物与生成物的总能量 反应物的总能量>生成物的总能量→放热反应→焓变为负值 反应物的总能量<生成物的总能量→吸热反应→焓变为正值 3．常见物质化学键的键数 1mol 物质 CO2 (C=O) CH4 (C-H) P4 (P-P) SiO2 (Si-O) 石墨 (C-C) 金刚石 (C-C) Si (Si-Si) 键数 2 4 6 4 1.5 2 2 知识点03 放热反应与吸热反应 1．基本概念 （1）放热反应：反应完成时，生成物释放的总能量大于反应物吸收的总能量的反应是放热反应。由于反应后放出热量(释放给环境)而使反应体系的能量降低，故ΔH<，即ΔH为－。 （2）吸热反应：反应完成时，生成物释放的总能量小于反应物吸收的总能量的反应是吸热反应。由于反应时吸收环境能量而使反应体系的能量升高，故ΔH > 0，即ΔH为 ＋ 2．符号的规定 规定放热反应的∆H为“—””吸热反应的∆H为“＋”，即：放热反应的∆H<0，吸热反应的∆H>0。 3．图示法描述吸热反应与放热反应 图示 结论 反应物的总能量大于生成物的总能量为放热反应，即：E(反应物)＞E(生成物) 反应物的总能量小于生成物的总能量为吸热反应，即：E(反应物)＜E(生成物) 4．常见的放热反应、吸热反应 （1）常见的放热反应 ①所有的燃烧反应，如：木炭、CH4等在空气或氧气中的燃烧，钠、H2在氯气中燃烧，镁条在CO2中燃烧 ②所有的酸碱中和反应，如：HCl＋NaOH===NaCl＋H2O ③大多数的化合反应，如：CaO＋H2O===Ca(OH)2 H2＋F2===2HF ④铝热反应，如：2Al＋Fe2O32Fe＋Al2O3 ⑤活泼金属与水、与酸的反应，如：2Na＋2H2O==2NaOH+H2↑ Mg＋2H+==Mg2++H2↑ ⑥生成沉淀的反应 （2）常见的吸热反应 ①大多数分解反应，如：NH4ClNH3↑＋HCl↑ CaCO3CaO＋CO2↑ ②Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应 ③C和CO2发生的化合反应及C和H2O(g)的反应 ④以碳、CO、H2为还原剂的氧化还原反应：如：H2＋CuOH2O＋Cu C＋H2O(g) CO＋H2 5．放热反应和吸热反应的判断 （1）ΔH为“－”或ΔH＜0是放热反应，ΔH为“＋”或ΔH＞0是吸热反应 （2）若生成物的总能量大于反应物的总能量，则为吸热反应 （3）由稳定的物质生成不稳定的物质的反应为吸热反应 （4）加热引发的反应，停止加热后反应能继续进行的，则为放热反应，停止加热后反应随之停止，则为吸热反应 【温馨提醒】 ①放热反应和吸热反应是针对化学反应而言，物质三态之间的变化有能量的变化，但属物理变化，故不属于放热反应或吸热反应 ②放热反应和吸热反应取决于反应物和生成物总能量的相对大小，与反应条件并无必然的关系 ③∆H不仅应用在化学反应中，它还应用于任何有能量变化的过程，如：H2O(l)→H2O(g) ∆H＞0；共价键的断裂，吸收能量，∆H＞0；原子间通过共用电子对形成共价键，放出能量，∆H＜0 注：反应的热效应与反应条件无关 知识点04 中和热概念及其数值 1．概念：在25℃和101kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成1mol液态H2O 时所放出的热量。 2．表示方法：H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1 【温馨提醒】 ①条件：稀溶液，因浓酸溶液或浓碱溶液稀释时会放出热量 ②反应物：酸与碱 (在中学化学中，只讨论强酸和强碱反应的中和热) ③生成物及其物质的量：必须是形成1mol的H2O(l) ④表述：用文字叙述中和热时，不带“－”；用ΔH表示时，带上“－”。如：强酸与强碱反应的中和热为57.3 kJ·mol－1或ΔH＝－57.3 kJ·mol－1 ⑤强酸、强碱发生中和反应时，中和热为一定值，与酸、碱的用量无关，与其中一种过量也无关，但酸和碱放出的热量与其用量有关 ⑥浓的强酸和强碱在发生中和反应的同时还要发生溶解，溶解要放出热量，故放出热量大于57.3kJ ⑦弱酸和弱碱在发生中和反应的同时还要发生电离，电离要吸收热量，故放出热量小于57.3kJ ⑧中和反应的实质是H+和OH－化合反应生成H2O。若反应过程中有其它物质生成(生成不溶物质或难电离的物质等)，这部分热量不包含在中和热内 知识点05 中和反应反应热的测定 1．实验装置 2．实验测量数据 （1）反应物温度的测量 ①用量筒量取50 mL 0.50 mol·L－1盐酸，打开杯盖，倒入量热计的内筒，盖上杯盖，插入温度计，测量并记录盐酸的温度(数据填入下表)。用水把温度计上的酸冲洗干净，擦干备用 ②用另一个量筒量取50 mL 0.55 mol·L－1 NaOH溶液，用温度计测量并记录NaOH溶液的温度(数据填入下表) （2）反应后体系温度测量 打开杯盖，将量筒中的NaOH溶液迅速倒入量热计的内筒，立即盖上杯盖，插入温度计，用搅拌器匀速搅拌。密切关注温度不变化，将最高温度记为反应后体系的温度(t2) （3）重复上述步骤（1）至步骤（2）两次 3．数据处理 （1）取盐酸和NaOH溶液温度的平均值记为反应前体系的温度(t1)。计算温度差t2－t1)，将数据填入下表 实验 次数 反应物的温度t1/℃ 反应前体系的温度 反应后体系的温度 温度差 盐酸 NaOH溶液 t1/℃ t2/℃ (t2－t1)/℃ 1 2 3 （2）取三次测量所得温度差的平均值作为计算依据 （3）根据温度差和比热容等计算反应热 4．中和热的计算 （1）计算依据：Q＝cmΔt 式中：Q为中和反应放出的热量，c为反应混合液的比热容，m为反应混合液的质量，Δt为反应前后溶液温度的差值。 （2）计算技巧：为了计算简便，可以近似地认为实验所用酸、碱稀溶液的密度、比热容与水的相同，并忽略量热计的比热容。 ①50 mL 0.50 mol·L－1盐酸的质量m1＝50 g，50 mL 0.55 mol·L－1 NaOH溶液的质量m2＝50 g②反应后生成的溶液的比热容c＝4.18 J·(g·℃)－1，50 mL 0.50 mol·L－1盐酸与50 mL 0.55 mol·L－1 NaOH溶液发生中和反应时放出的热量为Q＝c·m·Δt＝c·(m1+m2)·(t2－t1)＝0.418(t2－t1) kJ ③生成1molH2O时放出的热量为 kJ 则中和热ΔH＝－ kJ·mol－1 （3）中和热ΔH计算： [c＝4.18 J·(g·℃)－1] 5．中和热测定实验中应注意的事项 （1）测量盐酸的温度后，要将温度计上的酸冲洗干净后，再测量NaOH溶液的温度，避免酸、碱在温度计的表面反应放热而影响测量结果 （2）实验中要用强酸、强碱的稀溶液(0.1～0.5 mol·L－1) （3）测定中和热不能用弱酸或弱碱，因弱酸、弱碱电离时吸收热量而使测量数值偏低 （4）中和热的数值是57.3 kJ·mol－1，测定时与强酸、强碱的用量无关 （5）加过量碱液使酸完全反应，碱过量对中和热测定没有影响 （6）数据处理时，相差较大的数据可能是偶然误差引起的，应舍去 6．误差分析——以50mL0.50mol·L－1盐酸与50mL0.55mol·L－1NaOH反应为例 引起误差的实验操作 温度差 |ΔH| 保温措施不好 偏小 偏小 搅拌不充分 偏小 偏小 所用酸、碱浓度过大 偏大 偏大 用同浓度的氨水代替NaOH溶液 偏小 偏小 用同浓度的醋酸代替盐酸 偏小 偏小 知识点06 热化学方程式 1．定义：表示反应所释放或吸收的热量的化学方程式，叫做热化学方程式 2．意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化 3．书写： （1）注明反应条件：反应热与测定条件(温度、压强)有关，绝大多数反应热是在25℃、101kPa 下测定，可省略不写 （2）注明物质状态：分别用 s 、 l 、 g 、 aq 表示固体、液体、气体和溶液 （3）注明焓变值：∆H应包括符号(“+”或“-”)，数值和单位 （4）注意守恒关系：物质守恒(化学方程式配平)和能量守恒(焓变值与化学计量数对应) （5）区别于普通化学方程式：不再标注“↑”、“↓”以及“点燃”、“加热”等 4．判断热化学方程式的正误要注意“四看” （1）看各物质的聚集状态是否正确 （2）看ΔH的正负号是否正确 （3）看反应热的单位是否为kJ/mol （4）看反应热数值与化学计量数是否相对应 【温馨提醒】 ①需注明物质的聚集状态 ②各物质前的计量数只表示物质的物质的量，所以可以写整数也可以写分数 ③ΔH的数值随整个方程式发生变化，方程式加倍或减少，ΔH也随之加倍或减少；方程式反应物和生成物调换，ΔH的正负号也随之调换 ④不写反应条件；由于已经注明了物质的聚集状态，所以热化学方程式不写↓、↑ ⑤不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的ΔH都表示反应进行到底(即完全转化)时的能量变化 ⑥需注明反应的温度和压强，但因中学化学所用的ΔH的数值一般都是在101kpa和25℃时测定的，因此可以不注明 ⑦注意燃烧热和中和热 知识点07 燃烧热 1．概念：在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。 2．单位：kJ·mol－1或kJ/mol 3．意义：甲烷的燃烧热为890.3 kJ·mol－1，或ΔH＝－890.3 kJ·mol－1，它表示25 ℃、101 kPa时，1 mol甲烷完全燃烧生成1 mol CO2(g)和2 mol H2O(l)时放出890.3 kJ的热量。 4．书写：书写表示燃烧热的热化学方程式时，以燃烧1 mol可燃物为标准来配平其余物质的化学计量数，同时可燃物要完全燃烧且生成指定产物。例如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l) ΔH＝－285.8 kJ·mol－1。 【温馨提醒】 ①燃料1 mol； ②完全燃烧； ③生成指定产物：C元素→CO2(g)、H元素→H2O(l)、S元素→SO2(g)、N元素→N2(g)、X(卤素)→HX(g)； ④燃烧热的数值与化学计量数无关。 5．燃烧热的计算 由燃烧热定义可知：25 ℃、101 kPa时，可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×其燃烧热 即：Q放＝n(可燃物)×|ΔH|；或变换一下求物质的燃烧热：ΔH＝－。此公式中的ΔH是指物质的燃烧热，而不是指一般反应的反应热 6．反应热、燃烧热和中和热的比较 反应热 燃烧热 中和热 概念 化学反应过程中放出或吸收的热量 25 ℃、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 在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1 mol液态水时所放出的热量 能量的变化 放热或吸热 放热 放热 ΔH的大小 放热时，ΔH＜0； 吸热时，ΔH＞0 ΔH＜0 ΔH＜0 反应条件 一定压强下 25 ℃、101 kPa 稀溶液 反应物的量 不限 1 mol纯物质 不一定是1 mol 生成物的量 不限 不限 1 mol液态水 表示方法 ΔH＝－a kJ·mol－1或ΔH＝+a kJ·mol－1 燃烧热为a kJ·mol－1或ΔH＝－a kJ·mol－1 中和热为57．3 kJ·mol－1或ΔH＝－57.3 kJ·mol－1 【温馨提醒】 （1）用“焓变(ΔH)”表示反应热时，ΔH>0表示吸热，ΔH<0表示放热，因而，ΔH后所跟数值需要带“＋”、“－”符号 （2）描述反应热时，无论是用“反应热”、“焓变”表示还是用ΔH表示，其后所跟数值需要带“＋”、“－”符号 （3）用文字描述中和热和燃烧热时，不带“－”号，但用ΔH表示时必须带“－”符号。如：CH4的燃烧热为890.3KJ/mol、甲烷的燃烧热ΔH＝－890.3KJ/mol 知识点08 盖斯定律 1．内容：一个化学反应，不管是一步完成还是分几步完成的，其反应热是相同的。这就是盖斯定律 2．特点：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 3．多角度理解盖斯定律 （1）从反应途径角度理解盖斯定律 如同山的高度与上山的途径无关一样，A点相当于反应体系的始态， B点相当于反应体系的终态， 山的高度相当于化学反应的反应热 （2）从能量守恒定律的角度理解盖斯定律 从S→L，ΔH1<0，体系放出热量 从L→S，ΔH2>0，体系吸收热量 根据能量守恒，ΔH1＋ΔH2＝0 （3）实例 从反应途径角度 A→D：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝－(ΔH4＋ΔH5＋ΔH6) 从能量守恒角度 ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝0 知识点09 根据盖斯定律计算反应热 1．盖斯定律的意义 有的反应进行得很慢，有些反应不直接发生，有些反应产品不纯(有副反应发生)，这给测定反应热造成了困难，若应用盖斯定律可间接地把它们的反应热计算出来 2．盖斯定律的应用 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ΔH （1）虚拟路径法 反应C(s)＋O2(g)===CO2(g)的途径可设计如下 则ΔH＝－110.5 kJ·mol－1 （2）加合法 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)②将已知热化学方程式Ⅱ变形，得反应Ⅲ：CO2(g)===CO(g)＋O2(g)　ΔH3＝＋283.0 kJ·mol－1 ③将热化学方程式相加，ΔH也相加：Ⅰ＋Ⅲ得，C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH＝ΔH1＋ΔH3，则ΔH＝－110.5 kJ/mol 1 / 14 学科网(北京)股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司zxxk.com 学科网（北京）股份有限公司 $