反应热 课件-2027届高三化学一轮复习

该高中化学高考复习课件聚焦反应热与焓变、热化学方程式、盖斯定律及中和热测定等核心考点，依据高考评价体系明确焓变计算、热化学方程式书写等高频考点（占比约45%），归纳选择题、填空题等常考题型，构建系统复习框架。 课件亮点在于“真题解析+素养导向”，如结合2024年甘肃卷能量变化图像题，运用科学思维中的模型建构方法突破焓变计算，通过“五审”法规范热化学方程式书写。针对中和热测定实验，强化科学探究与实践素养，剖析误差分析关键点，助力学生掌握答题技巧，教师可依此精准指导复习。

反应热与焓变 在化工生产和科学实验中，化学反应通常是在敞口容器中进行的，反应体系的压强与外界压强相等，即反应是在恒压条件下进行的。 在恒压的条件下，化学反应过程中吸收或释放的热即为反应的焓变，用△H表示，单位常采用kJ·mol-1。 严格讲,焓变是指在恒压的条件下,体系仅做体积功,不做其他功（如电功等）的变化过程中的热效应。如不特别指明,化学反应的反应热就是该反应的焓变。 一、化学反应的焓变 1. 反应热 在化学反应中，当反应物和生成物具有相同温度时，吸收或释放的热称为化学反应的热效应，也称反应热。 内能改变 产生反应热 对于物质的量确定的反应体系来说，其中物质的各种能量总和称为内能。 受温度、压强和物质的聚集状态等影响。 2. 焓变 等 压 反应热 (焓变) 3.吸热反应与放热反应 反应物具有的总能量低 生成物具有的总能量高 当反应体系吸收能量时其焓增大，为吸热反应，Δ H为正值(Δ H > 0)。 生成物 反应物 反应物总能量 < 生成物总能量 吸收能量向环境 单位： kJ/mol 或 kJ•mol-1 ①大多数的分解反应 ②Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应 ③C和 H2O(g) 、C和CO2的反应 ④电离、水解反应 常见的吸热反应 (1)需要加热才能发生的反应不一定是吸热反应 注意 (2)需要不停加热的反应，通常是吸热反应 (TNT的爆炸需要雷管引爆) 反应物具有的总能量高 生成物具有的总能量低 当反应体系放出能量时其焓减小，为放热反应，Δ H为正值(Δ H <0)。 反应物 生成物 反应物总能量 >生成物总能量 释放能量向环境 ①可燃物的燃烧 ②酸碱中和反应 ③金属与酸的置换反应 ④物质的缓慢氧化 ⑤铝热反应 ⑥大多数化合反应 ⑦原电池反应 过氧化氢分解为放热反应！ 注意 (1)常温下不需要加热就能发生的反应不一定是放热反应 (2)不需加热或加热停止后仍能进行的反应，通常是放热反应 [Ba(OH)2·8H2O与NH4C1的反应] 常见的放热反应 4.键能 键断裂，吸收能量 键形成，释放能量 946kJ·mol-1 946kJ·mol-1 键能：在标准条件下(298 K 和 101 kPa)下，1 mol气态分子AB(g)完全解离成气态原子A(g)和B(g)所需吸收的平均能量。 a表示反应物断裂化学键吸收的总热量 b表示反应物形成化学键放出的总热量 以N2与O2反应生成NO为例 吸收能量 946kJ·mol-1 释放能量 2x632kJ·mol-1 N2 吸收能量 498kJ·mol-1 O2 反应物 生成物 ∆H＝(946+498) kJ·mol-1 -1264kJ·mol-1 + 请你思考！ 如何从键能的角度估算反应的焓变？ ∆H＝∑E (反应物键能)－∑E (生成物键能) = 180 kJ·mol 从键能的角度分析ΔH(微观角度)。 吸热 > < 放热 ΔH=E1-E2或ΔH=E4-E3,即ΔH等于 减去 。 反应物的键能总和 生成物的键能总和 反应焓变计算的4种方法 (1)ΔH=生成物总焓－反应物总焓。 (2)ΔH=反应物总键能－生成物总键能。 (3)ΔH=断键吸收的总能量－成键放出的总能量 (4)ΔH=正反应活化能－逆反应活化能。 (1)焓是与内能有关的相对抽象的一种物理量,焓变的值只与反应体系的始末状态有关,而与过程无关。 (2)过程(包括物理过程、化学过程)与化学反应的区别:有能量变化的过程不一定是放热反应或吸热反应,如水结成冰放热,但不属于放热反应。 (3)化学反应是放热还是吸热与反应发生的条件(如是否加热)没有必然的联系,如Ba(OH)2·8H2O晶体与NH4Cl晶体在常温常压下即可发生反应,该反应是吸热反应。 (4)物质自身含有的能量越低,该物质越稳定,破坏其化学键需要的能量越高。 考向一　焓变或反应热的理解与应用 [例题1] (2024·陕西西安期中)下列说法错误的是(　　) [A] 焓是指物质所具有的内能 [B] 焓变的符号是ΔH [C] 在等压条件下进行的化学反应,其反应热等于反应的焓变 [D] Al与稀盐酸反应的反应热可以通过量热计测定 A 考向二　化学反应过程能量变化图像 [例题2] (2024·福建厦门月考)反应 X→Y的物质能量随反应过程的变化如图中曲线①所示,使用催化剂M后反应中物质能量随反应过程的变化如图中曲线②所示,下列说法不正确的是(　　) [A] 稳定性:X<Y [B] 使用催化剂降低了该反应的焓变 [C] 使用催化剂后,反应过程分3步进行 B 1.(2024·甘肃卷,10)甲烷在某含Mo催化剂作用下部分反应的能量变化如图所示,下列说法错误的是(　　) [A] E2=1.41 eV [B] 步骤2逆向反应的ΔH=+0.29 eV [C] 步骤1的反应比步骤2快 [D] 该过程实现了甲烷的氧化 C 1.概念：表明反应所释放或吸收热量的化学方程式。 二.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。 (1)写出反应的化学方程式。反应中各物质的化学计量数不表示分子数目，只表示物质的量，可用整数或分数来表示。 3.热化学方程式的书写 (2)注明各物质的聚集状态。同一物质的聚集状态不同，焓变的数值及符号都可能不同。通常用g、l、s、aq分别表示气体、液体、固体和溶液。 (3)化学式相同的同素异形体或同分异构体除标明状态外还需标明其名称，如金刚石：C(金刚石，s) ，葡萄糖：C6H12O6(葡萄糖，s)。 【同素异形体或同分异构体的化学式虽相同，但结构不同，因此等物质的量时具有的能量也不同】 (4)标注ΔH和数值。放热反应的ΔH为“-”，吸热反应的ΔH为“+”，标明其数值和单位kJ/mol；若化学计量数改变，其ΔH也要随着发生改变；热化学方程式若改变方向，其ΔH数值不变，但需改变正、负号。 (5)注明反应时的温度和压强。反应的温度和压强不同，其ΔH也不同。对于25 ℃、101 kPa时进行的反应，可以不用注明。 (6)热化学方程式一般不写“点燃”“加热”“高温”等反应条件。由于已经注明了物质的聚集状态，故在热化学方程式中不再用“↑”“↓”来标记气体生成物和难溶生成物。 4.热化学方程式的书写与正误判断 放热反应一定为“-”吸热反应一定为“+” 单位一般为“kJ·mol-1”易错写成“kJ”或漏写 物质的聚集状态必须正确，特别是溶液中的反应易写错 反应热的数值必须与热化学方程式的化学计量数相对应。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 如表示燃烧热、中和反应反应热的热化学方程式是否正确 一审“+”“-” 二审单位 三审状态 四审数值对应性 五审是否符合概念 考向一　热化学方程式的理解与判断 [例题1] (2024·陕西西安联考)已知:25 ℃、101 kPa时,0.5 mol H2完全燃烧生成液态水放出142.9 kJ的热量,下列能表达H2燃烧的热化学方程式中书写正确的是(　 　) B [变式1] 下列说法正确的是(　　) B [变式2] (2024·吉林长春期中)下列实验事实表述的热化学方程式正确的是(　　) D 三.中和热 (1)中和热的概念。 在稀溶液中,强酸与强碱发生中和反应生成 H2O(l)的反应热。 1 mol (3)理解中和热时应注意的几点。 ①条件:稀溶液(一般是指溶质的物质的量浓度均小于或等于1 mol/L)。 ②57.3 kJ/mol是指强酸的稀溶液与强碱的稀溶液反应生成1 mol水时的中和热。 ③限定的量是指生成1 mol H2O(l),因此书写热化学方程式时,其他物质的化学计量数可用分数表示。 ④中和反应是放热反应,中和热的ΔH为负值。如: 1.概念 燃烧是放热反应，用文字叙述燃烧热时，用正值；用ΔH表示燃烧热时，要加“-”  (1)可燃物的物质的量必须是1 mol 2.注意事项 (3)可燃物完全燃烧生成的产物必须为稳定的物质，完全燃烧时不同的元素对应的稳定物质：C→CO2(g)/H→H2O(l)/S→SO2(g)/N→N2(g)/Cl → Cl2(g)等。 3.表述方法 如CH4的燃烧热为890 kJ/mol或CH4的燃烧热ΔH＝-890 kJ/mol 101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时放出的热量 (2)可燃物燃烧的条件为101 kPa下完全燃烧 四.燃烧热 考向二　燃烧热与中和反应反应热的理解 [例题2] (2024·浙江杭州期末)下列有关中和热和燃烧热的说法正确的是 (　 　) [A] 反应热就是热量 [B] 在稀溶液中,酸和碱发生中和反应生成1 mol水,这时的反应热叫中和热 [C] 1 L 1 mol·L-1 H2SO4溶液与稀NaOH溶液恰好完全反应时,放出57.3 kJ的热量 B 即：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，而与反应进行的途径无关。 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 海拔100米 海拔100米 (始态) (终态) 反应热 h＝300 m ΔH1 ΔH2 ΔH2= −ΔH1 ΔH1+ΔH2=0 五.盖斯定律 盖斯定律的提出，为反应热的研究提供了极大的方便，使一些不易测定或无法测定的化学反应的反应热可以通过推算间接求得。 速率很慢 不容易直接发生 伴随副反应 间接求算 反应热 热化学方程式的化学计量数加倍，ΔH也相应加倍。 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。 将热化学方程式颠倒时，ΔH的正负必须随之改变。 运用盖斯定律计算反应热的关键 (2)常用关系式。 aΔH2 -ΔH2 ΔH1+ΔH2 加合法就是运用所给热化学方程式通过加减乘除的方法得到所求的热化学方程式。 加合法 运用盖斯定律计算反应热的方法 01 C(s) + O2(g) CO2(g) ΔH1 = −393.5 kJ/mol +) CO2(g) CO(g) + O2(g) ΔH2′ = −ΔH2 = +283.0 kJ/mol ΔH3 = ΔH1 − ΔH2= −110.5 kJ/mol 已知 ① C(s) + O2(g) CO2(g) ΔH1= −393.5 kJ/mol ② CO(g) + O2(g) CO2(g) ΔH2= −283.0 kJ/mol 未知反应： C(s) + O2(g) CO(g) C(s) + O2(g) CO(g) ΔH =? 虚拟路径法 若反应物A变为生成物D，可以有两个途径 ①由A直接变成D，反应热为ΔH； ②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。 如图所示： 则有ΔH＝ ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。 运用盖斯定律计算反应热的方法 02 (3)盖斯定律的意义。 运用盖斯定律可间接计算某些反应的反应热。 2.反应热的计算方法 计算依据 计算方法 反应物的总能量 和生成物的总能量 ΔH=生成物的总能量-反应物的总能量 化学键的键能 ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和 反应历程正、逆 反应的活化能 ΔH=正反应的活化能之和-逆反应的活化能之和 燃烧热 纯物质完全燃烧产生的热量=纯物质的物质的量×燃烧热 盖斯定律 根据盖斯定律,可以将两个或若干个热化学方程式进行相加或相减等代数运算(包括ΔH运算),得到一个新的热化学方程式 热化学方程式 热化学方程式与数学上的方程式相似,可以左右颠倒同时改变ΔH的正负号,各项的化学计量数包括ΔH的数值可以同时扩大或缩小相同的倍数 3.反应热的大小比较方法 p206 (1)根据反应物或生成物的状态比较反应焓变的大小。 方法一:图像法,画出上述两反应能量随反应过程的变化曲线。 由图像可知,|ΔH1|>|ΔH2|,但ΔH1<0,ΔH2<0,故ΔH1<ΔH2。 方法二:通过盖斯定律构造新的热化学方程式。 (3)比较反应热大小四看。 看物质 状态 物质的气、液、固三态转化时的能量变化 看ΔH的 符号 比较反应热大小时,不要只比较ΔH数值的大小,还要考虑其符号 看化学 计量数 当反应物与生成物的状态相同时,化学计量数越大,放热反应的ΔH越小,吸热反应的ΔH越大 看反应的 程度 对于可逆反应,参加反应的物质的量和状态相同时,反应的程度越大,热量变化越大 考向一　盖斯定律的应用 [例题1] 在载人航天器中,O2的再生可通过如下过程实现: C [变式1] (1)(2024·广东湛江期末)甲醇是工业生产中一种重要的基础原料。利用CO、H2合成甲醇主要涉及以下反应: 根据盖斯定律,反应①的ΔH1=　　　　　　　　,是　　　 　(填“放热”或“吸热”)反应。  -90.2 kJ·mol-1 放热 考向二　根据键能计算反应热 [例题2] (2025·江西上饶月考)已知断裂1 mol气态分子AB中共价键变成气态的A原子和B原子所需要吸收的能量叫A—B的键能。几种化学键的键能数据如下表所示,下列说法正确的是(　　 ) 化学键 Br—Br F—F H—F H—Br H—H 键能/ (kJ·mol-1) 194 157 568 366 436 D 1.(2023·海南卷,7)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(　　) D 物质 C2H6(g) C2H4(g) H2(g) ΔH/(kJ·mol-1) -1 559.8 -1 411 -285.8 六.反应热的测量 2 1.反应热的测量装置 （1）量热计 （2）简易量热计 2.用简易量热计测量反应热的实验 实验用品：简易量热计、2个50mL的量筒、0.50 mol·L-1 盐酸、 0.55 mol·L-1NaOH溶液 ③保温层：减少热量的散失。 ① ①温度计：测定反应前后反应体系的温度 ② ②搅拌器或环形玻璃搅拌棒：使反应物混合均匀，充分接触。 ③ 各部分的名称及作用： 【实验步骤】 （1）量取反应溶液，测量反应前温度 用量筒量取50 mL 0.50 mol·L-1 盐酸，倒入简易量热计中，测量并记录盐酸的温度(T1)；另取一量筒量取50 mL 0.55 mol·L-1氢氧化钠溶液，测量并记录氢氧化钠溶液的温度(T2)。 （2）混合反应溶液，测量反应体系的最高温度 将量筒中的氢氧化钠溶液迅速倒入盛有盐酸的简易量热计中 ，立即盖上盖板 ，用环形玻璃搅拌棒轻轻搅拌，观察温度计的温度变化 ，准确读出反应体系的最高温度(T3)并记录。 （3）重复实验2次 取3次实验的平均值，减少实验误差。 （4）计算反应热 假设溶液的比热与水的比热相等，溶液的密度与水的密度相等，忽略量热计的比热，根据溶液温度升高的数值，计算该反应的反应热并写出热化学方程式。 测定反应热的实验记录 通常情况下，一定量的物质温度升高1 ℃所需吸收的热量称为热容。 实验的关键及其注意事项 迅速反应，防止热量散失。 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。 温度计不要靠在容器壁上或插入容器底部。 不可将温度计当搅拌棒使用；环形玻璃搅拌棒应上下移动。 为保证盐酸被完全中和，碱的浓度稍大。 中和反应反应热的测定易错问题 (1)酸碱溶液应当用稀溶液(0.1～0.5 mol·L-1),若溶液浓度过大,溶液中阴、阳离子间的相互牵制作用就大,电离程度达不到100%,这样使酸碱中和时产生的热量会消耗一部分补偿电离时所需的热量,造成较大误差。 (2)使用两个量筒分别量取酸和碱。 (3)使用同一支温度计,分别先后测量酸、碱及混合液的最高温度,测完一种溶液后,必须用水冲洗干净并用滤纸擦干。 (4)取多次实验t1、t2的平均值代入公式计算,而不是结果的平均值,如果某次实验温度和其他组相差较大要舍弃,计算时应注意单位的统一。 (5)中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离时的热效应。 总结 测定反应热的过程 一次实验过程，温度计使用3次 思考 1、在实验室中有环形玻璃搅拌棒和环形金属搅拌棒，在进行测定反应热的实验时应选择哪种搅拌棒？ 应选用环形玻璃搅拌棒。 因为金属是热的良导体而玻璃不是，选用金属搅拌棒会增大反应过程中热量的损失，造成实验误差。 2、用同体积、同浓度的KOH代替NaOH完成上述实验，用同体积、同浓度的硝酸代替盐酸完成上述实验，测得的反应热数值三者是否相同？ 相同。参加反应的物质都是强酸、强碱，它们在水中完全电离，中和反应的离子方程式都是H＋＋OH－===H2O，反应都在室温下进行，且参加反应的n(H＋)和n(OH－)都相同，所以反应热也相同。 3、用浓硫酸代替盐酸对结果会产生什么影响？ 用醋酸代替盐酸对结果会产生什么影响？ 浓硫酸溶于水时放热，所测ΔH偏小； 醋酸是弱酸，弱酸电离吸热，所测ΔH偏大。 50 mL 0.50 mol·L-1盐酸与50 mL 0.55 mol·L-1 NaOH溶液反应的误差分析 引起误差的实验操作 t终-t始 |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 用50 mL 0.50 mol·L-1NaOH溶液 偏小 偏小 考向一　中和反应反应热的测定 [例题1] (2024·四川广安月考,节选)某实验小组用0.50 mol/L NaOH溶液和0.50 mol/L硫酸溶液进行中和热的测定。 Ⅰ.配制0.50 mol/L NaOH溶液 (1)称量NaOH固体所需要的仪器是　　　(填字母)。  a.托盘天平(带砝码)　b.小烧杯　c.坩埚钳　d.玻璃棒　e.药匙　f.量筒 abe 【解析】 (1)氢氧化钠要在小烧杯中称量,称量固体氢氧化钠所用的仪器有托盘天平、烧杯和药匙。 Ⅱ.中和热的测定 测定稀硫酸和稀氢氧化钠溶液中和热的实验装置如图所示。 (2)仪器a的名称为　　　　　　　　　。  玻璃搅拌器 【解析】 (2)仪器a的名称为玻璃搅拌器。 (3)取50 mL NaOH溶液和30 mL硫酸溶液进行实验,实验数据如下表。 ①请填写表中的空白: 实验 次数 起始温度t1/℃ 终止 温度 t2/℃ 温度差 平均值 (t2-t1)/℃ 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通过上述实验测得中和热数值为53.5 kJ/mol,与57.3 kJ/mol有偏差,产生偏差的原因可能是　　　　(填字母)。  a.实验装置保温、隔热效果差 b.配制0.50 mol/L NaOH溶液时俯视刻度线读数 c.分多次把NaOH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硫酸溶液的温度 e.用量筒量取NaOH溶液时仰视读数 acd (4)实验中改用30 mL 0.50 mol/L的硫酸溶液跟50 mL 0.55 mol/L的NaOH溶液进行反应,与上述实验相比,所放出的热量　　　　(填“相等”或“不相等”,下同),所求中和热的数值　　　　。  不相等 相等 【解析】 (4)改用30 mL 0.50 mol/L的硫酸溶液跟50 mL 0.55 mol/L 的NaOH溶液进行反应,与题述实验相比,生成的水的物质的量不同,所放出的热量不相等;中和热是一个定值,与加入酸、碱的物质的量无关,所求中和热的数值相等。 [变式1] (2024·辽宁沈阳联合体期末)向如图所示内筒中加入20 mL 0.55 mol·L-1 NaOH溶液和20 mL 0.5 mol·L-1 HCl溶液进行中和反应反应热的测定。下列有关说法正确的是(　　) [A] 加入NaOH溶液时应分三次加入 [B] 若用同体积同浓度的醋酸代替,会使测得的中和反应的反应热数值偏低 [C] 实验中使用了稍过量的氢氧化钠溶液,会使实验产生不必要的误差 [D] 玻璃搅拌器可用铜制搅拌器代替 B [D] 使用催化剂后,反应过程中的决速步为X·MY·M [A] 2H2+O22H2O　ΔH=-142.9 kJ·mol-1 [B] H2(g)+O2(g)H2O(l)　ΔH=-285.8 kJ·mol-1 [C] 2H2(g)+O2(g)2H2O(g)　ΔH=-571.6 kJ·mol-1 [D] H2(g)+O2(g)H2O(g)　ΔH=+285.8 kJ·mol-1 [A] 标准状况下,44.8 L C2H2(g)在O2(g)中完全燃烧生成CO2(g)和H2O(l) ,放出2 598.8 kJ热量,则该反应的热化学方程式为2C2H2(g)+5O2(g)4CO2(g)+2H2O(g) 　ΔH=-2 598.8 kJ/mol [B] 已知1 mol金刚石转化为石墨,要放出1.9 kJ的热量,1 g石墨完全燃烧放出的热量比1 g金刚石完全燃烧放出的热量少 [C] 在稀溶液中:H+(aq)+OH-(aq)H2O(l) ΔH=-57.3 kJ/mol,若将含0.6 mol H2SO4的稀硫酸与含1 mol NaOH的稀NaOH溶液混合,放出的热量大于57.3 kJ [D] 500 ℃、30 MPa下,将0.5 mol N2和1.5 mol H2置于密闭的容器中充分反应生成NH3,放出热量19.3 kJ,其热化学方程式为 N2(g)+3H2(g)2NH3(g)　ΔH=-38.6 kJ/mol 选项 实验事实 热化学方程式 [A] 氢气的燃烧热为-241.8 kJ·mol-1 2H2(g)+O2(g)2H2O(g) ΔH=-483.6 kJ·mol-1 [B] 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 [C] 已知25 ℃、101 kPa下,120 g石墨完全燃烧放出热量3 935.1 kJ C(s)+O2(g)CO2(g) ΔH=-393.51 kJ·mol-1 [D] 160 g SO3(g)与足量水完全反应生成H2SO4,放出热量260.6 kJ SO3(g)+H2O(l)H2SO4(aq) ΔH=-130.3 kJ·mol-1 NaOH(aq)+H2SO4(aq)Na2SO4(aq)+H2O(l)　ΔH=-57.3 kJ/mol (2)中和热的表示。 H+(aq)+OH-(aq)H2O(l)　ΔH=-57.3 kJ/mol [D] 已知2C(s)+O2(g)2CO(g)　ΔH=-220.7 kJ·mol-1 ,所以C的燃烧热是220.7 kJ·mol-1 转化关系 反应热间的关系 aAB;AB ΔH1= AB ΔH1= ΔH= ①S(g)+O2(g)SO2(g)　ΔH1 ②S(s)+O2(g)SO2(g)　ΔH2 由反应①-反应②可得S(g)S(s)　ΔH=ΔH1-ΔH2<0,故ΔH1<ΔH2。 (2)根据特殊反应的焓变情况比较反应焓变的大小。 ③2Al(s)+O2(g)Al2O3(s)　ΔH3 ④2Fe(s)+O2(g)Fe2O3(s)　ΔH4 由反应③-反应④可得2Al(s)+Fe2O3(s)2Fe(s)+Al2O3(s)　ΔH=ΔH3-ΔH4,已知铝热反应为放热反应,故ΔH<0,ΔH3<ΔH4。 ①CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(l)　ΔH=-252.8 kJ·mol-1; ②2H2O(l)2H2(g)+O2(g)　ΔH=+571.6 kJ·mol-1。 下列叙述正确的是(　　) [A] 氢气的燃烧热ΔH=-571.6 kJ·mol-1 [B] CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g)　ΔH<-252.8 kJ·mol-1 [C] CH4(g)+2O2(g)CO2(g)+2H2O(l)　ΔH=-890.4 kJ·mol-1 [D] 反应②既有非极性键的断裂又有非极性键的形成 ①CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)　ΔH1 ②CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH2=-49 kJ·mol-1 ③CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　ΔH3=+41.2 kJ·mol-1 [A] H—F的稳定性比H—Br的弱 [B] 2HBr(g)H2(g)+Br2(g)　ΔH=-102 kJ·mol-1 [C] F2(g)2F(g)　ΔH=-157 kJ·mol-1 [D] 2HBr(g)+F2(g)Br2(g)+2HF(g)　ΔH=-441 kJ·mol-1 [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 Lavf57.83.100 $