資源簡介

(共75張PPT)
第2課時
反應熱的測量與計算
1.科學探究
理解反應熱測定的原理和方法，會分析產生誤差的原因，不斷完善和改進測定方法。
2.證據推理與模型認知
構建蓋斯定律模型，理解蓋斯定律的本質，形成運用蓋斯定律進行相關判斷或計算的思維模型。
3.科學態度與社會責任
了解蓋斯定律對反應熱測定的重要意義，增強為人類科學發展而努力的意識與社會責任感。
核心素養發展目標
課時對點練
內容索引
一、中和反應反應熱的測量
二、蓋斯定律及其應用
一、中和反應反應熱的測量
1.量熱計和簡易量熱計的構造
(1)將下列實驗裝置中各儀器(或物品)的名稱填在橫線上。
溫度計
環形玻璃
攪拌棒
(2)儀器各部分的作用
①攪拌器或環形玻璃攪拌棒的作用是使　　　　　　　　　　　。
②保溫層的作用是　　　　　　　。
③溫度計的作用是測定反應前后反應體系的溫度。
反應物混合均勻充分接觸
減少熱量的散失
2.實驗原理
用一元酸、一元堿的體積均為50
mL，它們的濃度均為0.50
mol·L－1。由于是稀溶液，且為了計算簡便，我們近似地認為，所用酸、堿溶液的密度均為1
g·cm－3，根據熱化學方程式H＋(aq)＋
OH－
(aq)===H2O
(l)　ΔH＝－Q
kJ·mol－1，需計算稀的酸、堿中和生成1
mol水的反應熱，而50
mL
0.50
mol·L－1的鹽酸與50
mL
0.50
mol·L－1
氫氧化鈉反應后生成的水只有0.025
mol。
C＝(VHCl·ρHCl＋VNaOH·ρNaOH)×4.48
J·℃－1
反應熱ΔH＝
kJ·mol－1，其中溶液的質量m約為100
g。
3.實驗步驟及測量數據
(1)初始溫度(t1)：測量混合前50
mL
0.50
mol·L－1鹽酸、50
mL
0.50
mol·L－1氫氧化鈉溶液的溫度，取　　　　　　為t1。
(2)終止溫度(t2)：將酸堿溶液迅速混合，用　　　　　　　不斷攪動溶液，并準確讀取混合溶液的　　　　，記錄為終止溫度t2。
(3)重復實驗操作三次，記錄每次的實驗數據，取其平均值作為計算依據。
(4)實驗數據處理
該實驗中鹽酸和氫氧化鈉溶液反應放出的熱量是
，反應熱為－16.72(t2－t1)
kJ·mol－1[或ΔH＝－　　　　　
kJ·mol－1]。
兩溫度平均值
環形玻璃攪拌棒
最高溫度
0.418(t2－t1)kJ
(1)同一中和反應的反應熱與酸堿的用量有關(　　)
(2)中和反應反應熱的測定實驗中的環形玻璃攪拌棒換成銅質攪拌器效果更好(　　)
(3)中和反應反應熱的測定實驗中，應將50
mL
0.50
mol·L－1
NaOH溶液分多次倒入小燒杯(　　)
(4)中和反應反應熱的測定實驗中，測定鹽酸后的溫度計沒有沖洗干凈，立即測NaOH溶液的溫度(　　)
正誤判斷
×
×
×
×
根據上述測定中和熱的實驗，思考回答下列問題：
(1)根據實驗原理分析，快速將燒杯中的堿液倒入量熱計的目的是什么？
提示　減少熱量的損失。
(2)在實驗室中有環形玻璃攪拌棒和金屬攪拌器，在進行測定反應熱的實驗時應選擇哪種攪拌器？簡述選擇的理由。
提示　應選用環形玻璃攪拌棒。因為金屬是熱的良導體而玻璃不是，選用金屬攪拌器會增大反應過程中熱量的損失，造成實驗誤差。
深度思考
(3)用同體積、同濃度的KOH代替NaOH完成上述實驗，用同體積、同濃度的硝酸代替鹽酸完成上述實驗，測得的反應熱數值三者是否相同？簡述其中的原因。
提示　相同。參加反應的物質都是強酸、強堿，它們在水中完全電離，中和反應的離子方程式都是H＋＋OH－===H2O，反應都在室溫下進行，且參加反應的n(H＋)和n(OH－)都相同，所以反應熱也相同。
(4)用濃硫酸代替鹽酸對結果會產生什么影響？用醋酸代替鹽酸對結果會產生什么影響？
提示　濃硫酸溶于水時放熱，所測ΔH偏小；弱酸電離吸熱，所測ΔH偏大。
1.某同學通過實驗測出稀鹽酸和稀NaOH溶液(堿稍過量)反應生成1
mol水的反應熱ΔH＝－52.3
kJ·mol－1，比理論數值要小，造成這一結果的原因不可能的是
A.實驗裝置保溫、隔熱效果差
B.用量筒量取鹽酸時仰視讀數
C.分多次將NaOH溶液倒入量熱計的內筒中
D.用測量鹽酸的溫度計直接測定NaOH溶液的溫度
應用體驗
√
解析　若裝置保溫、隔熱效果差，會造成較多的熱量損失，測得的反應熱數值偏小，A項可能；
用量筒取液體，仰視讀數時，實際量取的溶液體積多于應該量取的溶液體積，會導致放出的熱量變多，B項不可能；
C項操作會導致較多的熱量損失，C項可能；
D項操作會導致測得的NaOH溶液的初始溫度偏高，最后計算出的反應放出的熱量比實際放出的熱量少，D項可能。
2.用如圖所示的量熱計測定醋酸溶液與氫氧化鈉溶液中和反應的反應熱。將100
mL、0.50
mol·L－1
CH3COOH溶液與100
mL、0.55
mol·L－1
NaOH溶液混合，溫度從25.2
℃升高到27.7
℃。已知量熱計的熱容常數(量熱計各部件每升高1
℃所需的熱量)是150
J·℃－1,0.250
mol·L－1
CH3COONa溶液的比熱容為4
J·g－1·℃－1，溶液的密度為1
g·cm－3。
(1)1
mol
CH3COOH完全中和的反應熱ΔH＝
。
(2)實驗中NaOH溶液過量的目的是_________________
。
－47.5
kJ·mol－1
保證醋酸完全被
NaOH中和
(3)1
mol
CH3COOH發生中和反應的反應熱的文獻值為－56
kJ·mol－1，你認為(1)中測得的實驗值偏差的可能原因是
。
(4)你認為CH3COOH與NaOH中和反應的ΔH1和HCl與NaOH中和反應的ΔH2相比
(填“ΔH1”“ΔH2”或“一樣”)大，原因是
。
保溫效果差或測溫不準
ΔH1
CH3COOH電離需吸熱
測定中和反應的反應熱需注意的幾個問題
(1)簡易量熱計的保溫隔熱效果要好。
(2)實驗中要用強酸和強堿的稀溶液。
(3)堿液(或酸液)稍過量，以確保酸(或堿)完全反應。
(4)讀取的溫度(t)是反應體系的最高溫度。
(5)實驗操作動作要迅速，盡量減少熱量損失。
歸納總結
返回
二、蓋斯定律及其應用
1.蓋斯定律的理解
(1)大量實驗證明，一個化學反應，不論是　　完成，還是　　　完成，其總的熱效應是　　　　的。
(2)化學反應的焓變(ΔH)只與反應體系的　　和　　有關，而與反應的
　　無關。
(3)始態和終態相同的反應途徑有如右三種：
ΔH＝　　　　　＝_______________
一步
分幾步
完全相等
始態
終態
途徑
ΔH1＋ΔH2
ΔH3＋ΔH4＋ΔH5
2.蓋斯定律的意義
應用蓋斯定律可以間接計算以下情況(不能直接測定)
的反應熱：
(1)有些反應速率很慢。
(2)有些反應不容易直接發生。
(3)有些反應的產品不純(有副反應發生)。
例　根據如下兩個反應
Ⅰ.C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＝－393.5
kJ·mol－1
(1)虛擬路徑法
反應C(s)＋O2(g)===CO2(g)的途徑可設計如下：
則ΔH＝
kJ·mol－1。
－110.5
(2)加合法
①寫出目標反應的熱化學方程式，確定各物質在各反應中的位置：
。
②將已知熱化學方程式Ⅱ變形，得反應Ⅲ：
③將熱化學方程式相加，ΔH也相加，即Ⅰ＋Ⅲ得：
，
則ΔH＝
kJ·mol－1。
－110.5
(1)對一個化學反應，如果反應的途徑不同，其焓變也可能不同(　　)
(2)化學反應的反應熱只與反應體系的始態和終態有關，和反應途徑及條件無關(　　)
(3)可以通過實驗直接測定任一反應的反應熱(　　)
(4)反應熱的數值和熱化學方程式的書寫方式無關(　　)
正誤判斷
×
√
×
×
1.為什么化學反應的焓變與反應過程無關？
提示　根據焓變表達式：ΔH＝H(生成物)－H(反應物)，可知反應物不管分幾步轉變為生成物，在確定條件下，反應物與生成物所具有的總焓是確定的，其差值也就是確定的，與反應過程無關。
2.相同條件下，等質量的C按a、b兩種途徑完全轉化，
深度思考
提示　相等。根據蓋斯定律知，兩途徑放出的熱量相等。
3.已知25
℃、101
kPa下，石墨、金剛石燃燒的熱化學方程式分別為
①C(石墨，s)＋O2(g)===CO2(g)
ΔH＝－393.51
kJ·mol－1
②C(金剛石，s)＋O2(g)===CO2(g)
ΔH＝－395.41
kJ·mol－1
據此判斷，石墨、金剛石哪個更穩定？寫出判斷依據。
提示　石墨。根據蓋斯定律，將①式減去②式，得到下列熱化學方程式：C(石墨，s)===C(金剛石，s)　ΔH＝1.90
kJ·mol－1，說明由石墨制備金剛石是吸熱反應，吸收的熱量作為化學能的形式貯存在金剛石中，也就是等質量的金剛石具有的能量比石墨高，能量低的穩定，所以石墨更穩定。
1.已知：P4(白磷，s)＋5O2(g)===P4O10(s)　ΔH1
應用體驗
設計成如下轉化路徑，請填空：
則ΔH＝
。
ΔH1－4ΔH2
2.根據下列熱化學方程式：
①C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＝－393.5
kJ·mol－1
③CH3COOH(l)＋2O2(g)===2CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH3＝－870.3
kJ·mol－1
計算出2C(s)＋2H2(g)＋O2(g)===CH3COOH(l)的反應熱(寫出計算過程)。
答案　ΔH＝－488.3
kJ·mol－1
由①×2＋②×2－③可得：2C(s)＋2H2(g)＋O2(g)===CH3COOH(l)　ΔH＝2ΔH1＋2ΔH2－ΔH3＝2×(－393.5
kJ·mol－1)＋2×(－285.8
kJ·mol－1)－(－870.3
kJ·mol－1)＝－488.3
kJ·mol－1。
四步分析法應用于蓋斯定律的計算(思維模型)
(1)分析目標反應和已知反應的差異，明確①目標反應物和生成物；②需要消掉的中間產物。
(2)將每個已知的熱化學方程式兩邊同乘以某個合適的數，使已知熱化學方程式中某種反應物或生成物的化學計量數與目標熱化學方程式中的該物質的化學計量數一致，熱化學方程式的焓變也進行相應的計算。
歸納總結
(3)將已知熱化學方程式相加減消掉目標反應熱化學方程式中沒有的物質(同側相減，異側相加消去中間產物)。
(4)得出目標熱化學方程式(目標熱化學方程式化學計量數不能存在公約數，應為最簡形式)。
以上步驟可以概括為找目標、看來源、調系數、相加減、得答案。
返回
課
時
對
點
練
題組一　中和反應的反應熱及其測量
1.下列有關中和反應反應熱的說法正確的是
A.中和反應反應熱的熱化學方程式：H＋(l)＋OH－(l)===H2O(l)ΔH＝
　－57.3
kJ·mol－1
B.準確測量中和反應反應熱的實驗過程中，至少需測定溫度4次
C.環形玻璃攪拌棒若用銅棒代替，則測量出的中和反應熱數值偏小
D.若稀酸溶液中H＋與稀堿溶液中OH－的物質的量相等，則所測中和反
　應反應熱數值更準確
√
對點訓練
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解析　A項，H＋和OH－不能用“l”符號，應該用“aq”符號，錯誤；
B項，每次實驗中需要測量NaOH溶液的溫度、鹽酸的溫度和反應后溶液的溫度，一般實驗要重復操作，所以至少需要測溫度6次，錯誤；
C項，銅容易導熱，使熱量損失，所以測量的中和反應反應熱數值偏小，正確；
D項，當酸與堿中的H＋和OH－物質的量相等時，實驗過程中稍有誤差就不能確定生成水的量，一般都是有一種物質稍微過量，錯誤。
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2.(2020·長沙高二期中)下列有關H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)　ΔH＝
－57.3
kJ·mol－1的說法正確的是
A.
代表所有的酸堿中和反應
B.反應物一定是強酸與強堿
C.強酸與強堿的中和反應的熱化學方程式都可以這樣表示
D.表示稀的強酸溶液與稀的強堿溶液反應生成可溶性鹽和1
mol液態水時
　放出57.3
kJ熱量
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解析　弱酸與弱堿在溶液中主要以分子形式存在，由于電離吸熱，生成1
mol液態水時放出的熱量小于57.3
kJ，A項錯誤；
該熱化學方程式表示的反應不一定是強酸與強堿的反應，也可以是硫酸氫鈉與氫氧化鈉的反應，B項錯誤；
該熱化學方程式不能表示強酸與強堿生成難溶性鹽的反應，如硫酸與氫氧化鋇的反應，C項錯誤；
H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)　ΔH＝－57.3
kJ·mol－1表示稀的強酸溶液與稀的強堿溶液反應生成可溶性鹽和1
mol
液態水時放出57.3
kJ熱量，D項正確。
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3.(2020·重慶高二檢測)用50
mL
0.50
mol·L－1鹽酸和50
mL
0.55
mol·L－1
NaOH溶液測定H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)的反應熱(ΔH)的實驗時，下列說法不正確的是
A.酸堿混合時，量筒中NaOH溶液應緩緩倒入量熱計內筒中，不斷用環
　形玻璃攪拌棒攪拌
B.裝置中的大小燒杯之間填滿碎泡沫塑料的作用是保溫隔熱，減少熱量
　損失
C.用量筒量取NaOH溶液時，仰視取液，測得的反應熱ΔH不變
D.改用25
mL
0.50
mol·L－1鹽酸跟25
mL
0.55
mol·L－1
NaOH溶液進行測定，
　ΔH數值不變
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解析　中和反應反應熱測定實驗成敗的關鍵是做好保溫工作，B正確；
用量筒量取NaOH溶液時，仰視取液，氫氧化鈉溶液體積高于所需量的體積，但生成水的量不變，放出的熱量不變，測得的中和反應反應熱ΔH不變，C正確；
反應放出的熱量與所用酸和堿的量有關，但生成1
mol水時中和反應反應熱的大小與參加反應的酸堿用量無關，D正確。
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4.50
mL
0.50
mol·L－1鹽酸與50
mL
0.55
mol·L－1NaOH溶液進行中和反應，通過測定反應過程中所放出的熱量可計算中和反應的反應熱，下列說法正確的是
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A.從實驗裝置上看，除了缺少環形玻璃攪拌棒外沒有其他
　問題
B.大燒杯上如不蓋硬紙板，測得的中和反應反應熱數值會偏大
C.用相同濃度和體積的氨水代替NaOH溶液進行上述實驗，測得中和反應反
　應熱的數值會偏大
D.實驗中改用60
mL
0.50
mol·L－1鹽酸跟50
mL
0.55
mol·L－1NaOH溶液進行反應，
　與上述實驗相比，所放出的熱量不相等，但是所求中和反應反應熱相等
√
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解析　根據量熱計的構造可知該裝置存在的問題是缺少環形玻璃攪拌棒以及大小燒杯口不平，故A錯誤；
大燒杯上如不蓋硬紙板，會使一部分熱量散失，求得的中和反應反應熱數值將會偏小，故B錯誤；
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一水合氨為弱堿，電離為吸熱過程，所以用氨水代替稀氫氧化鈉溶液反應，反應放出的熱量偏少，故C錯誤；
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反應放出的熱量和所用酸以及堿的量的多少有關，改用
60
mL
0.50
mol·L－1鹽酸跟50
mL
0.55
mol·L－1
NaOH溶液
進行反應，與上述實驗相比，生成水的量增多，所放出
的熱量增多，但是中和反應反應熱是稀強酸和稀強堿反
應生成1
mol液態水時放出的熱量，與酸堿的用量無關，所以改用60
mL
0.50
mol·L－1鹽酸跟50
mL
0.55
mol·L－1NaOH溶液進行反應，測得中和反應反應熱數值相等，故D正確。
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5.將V1
mL
1.00
mol·L－1
HCl溶液和V2
mL未知濃度的NaOH溶液混合均勻后測量并記錄溶液溫度，實驗結果如圖所示(實驗中始終保持V1＋V2＝50)。下列敘述正確的是
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A.做該實驗時環境溫度為22
℃
B.NaOH溶液的濃度約為1.5
mol·L－1
C.該實驗中需要使用環形玻璃攪拌棒在水平方向輕
　輕轉動攪拌
D.該實驗可用相同物質的量的氫氧化鈉固體投入鹽酸中測定中和反應反
　應熱
√
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解析　該實驗開始時混合液溫度是22
℃，故A錯誤；
恰好完全反應時參加反應的鹽酸的體積是30
mL，
由V1＋V2＝50可知，消耗的氫氧化鈉溶液的體積為
20
mL，
設恰好反應時氫氧化鈉溶液中溶質的物質的量是n，
HCl　　　　＋　　　　　NaOH===NaCl＋H2O
1
1
1.00
mol·L－1×0.03
L
　
n
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則n＝1.00
mol·L－1×0.03
L＝0.03
mol，所以濃度是
＝1.5
mol·L－1，故B正確；
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該實驗中需要使用環形玻璃攪拌棒在上下方向輕輕轉動攪拌，故C錯誤；
該實驗不可用相同物質的量的氫氧化鈉固體投入鹽酸中測定中和反應反應熱，否則會因NaOH固體溶解放熱，使得測定數值偏大，故D錯誤。
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題組二　蓋斯定律的內容與本質
6.下列關于蓋斯定律的說法正確的是
A.化學反應一步完成與分幾步完成，反應熱不同
B.蓋斯定律解決的是化學反應過程問題
C.蓋斯定律實質上是能量守恒定律的體現
D.有副反應發生的化學反應，無法用蓋斯定律計算反應熱
√
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解析　A項，蓋斯定律指若是一個反應可以分步進行，則各步反應的吸收或放出的熱量總和與這個反應一次發生時吸收或放出的熱量相同；
B項，根據蓋斯定律可知反應熱只與始態和終態有關，與反應途徑無關；
D項，利用蓋斯定律可以計算有副反應發生的反應的反應熱。
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7.(2020·濟南高二質檢)物質A在一定條件下可發生一系列轉化，由圖判斷下列關系錯誤的是
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A.A→F　ΔH＝－ΔH6
B.ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝1
C.C→F　|ΔH|＝|ΔH1＋ΔH2＋ΔH6|
D.|ΔH1＋ΔH2＋ΔH3|＝|ΔH4＋ΔH5＋ΔH6|
√
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解析　由蓋斯定律可知：A→F　ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＝－ΔH6，即ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝0，故A項正確、B項錯誤；
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由C→F可以判斷，ΔH＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＝－(ΔH1＋ΔH2＋ΔH6)，故C項正確；
由A→D知：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝－(ΔH4＋ΔH5＋ΔH6)，故D項正確。
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8.假設反應體系的始態為甲，中間態為乙，終態為丙，它們之間的變化如圖所示，則下列說法不正確的是
A.|ΔH1|＞|ΔH2|
B.|ΔH1|＜|ΔH3|
C.ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝0
D.甲→丙的ΔH＝ΔH1＋ΔH2
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解析　題述過程中甲為始態，乙為中間態，丙為終態，由蓋斯定律可知，甲→丙的ΔH＝ΔH1＋ΔH2，D項正確；
在題述過程中ΔH1與ΔH2的相對大小無法判斷，A項錯誤；
由|ΔH3|＝|ΔH1|＋|ΔH2|知，|ΔH1|＜|ΔH3|，B項正確；
從能量守恒的角度可知，ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝0，C項正確。
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題組三　蓋斯定律的應用
9.已知下列熱化學方程式：
①C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－393.5
kJ·mol－1
②CO(g)＋
O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－283.0
kJ·mol－1
③2Fe(s)＋3CO(g)===Fe2O3(s)＋3C(s)　ΔH＝－489.0
kJ·mol－1
則4Fe(s)＋3O2(g)===2Fe2O3(s)的ΔH為
A.－1
641.0
kJ·mol－1
B.3
081
kJ·mol－1
C.663.5
kJ·mol－1
D.－2
507.0
kJ·mol－1
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√
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17
解析　將熱化學方程式2×③＋6×①－6×②得4Fe(s)＋3O2(g)===2Fe2O3(s)，則ΔH＝2×(－489.0
kJ·mol－1)＋6×(－393.5
kJ·mol－1)－6×(－283.0
kJ·
mol－1)＝－1
641.0
kJ·mol－1，選項A符合題意。
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10.已知熱化學方程式：C(金剛石，s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1；
C(石墨，s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH2；
C(石墨，s)===C(金剛石，s)　ΔH3＝1.9
kJ·mol－1
下列說法正確的是
A.金剛石比石墨穩定
B.ΔH1＞ΔH2
C.ΔH3＝ΔH1－ΔH2
D.石墨轉化成金剛石的反應是吸熱反應
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√
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解析　石墨轉化為金剛石要吸收能量，說明石墨的能量低，石墨比金剛石穩定，A錯誤；
石墨的能量低于金剛石的能量，故石墨燃燒放出的能量比金剛石低，放熱反應的ΔH＜0，則ΔH1＜ΔH2，B錯誤；
將3個熱化學方程式依次編為1式、2式、3式，根據蓋斯定律，3式＝2式－1式，故ΔH3＝ΔH2－ΔH1，C錯誤；
石墨轉化為金剛石ΔH3＝1.9
kJ·mol－1，為吸熱反應，D正確。
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11.已知：Cu(s)＋2H＋(aq)===Cu2＋(aq)＋H2(g)　ΔH1
2H2O2(l)===2H2O(l)＋O2(g)　ΔH2
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH3
則反應Cu(s)＋H2O2(l)＋2H＋(aq)===Cu2＋(aq)＋2H2O(l)的ΔH是
1
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√
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解析　①Cu(s)＋2H＋(aq)===Cu2＋(aq)＋H2(g)　ΔH1，
②2H2O2(l)===2H2O(l)＋O2(g)　ΔH2，
③2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH3，
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12.肼(N2H4)是火箭發動機的一種燃料，反應時N2O4為氧化劑，反應生成N2和水蒸氣。
已知：
①N2(g)＋2O2(g)===N2O4(g)　ΔH＝8.7
kJ·mol－1
②N2H4(g)＋O2(g)===N2(g)＋2H2O(g)　ΔH＝－534
kJ·mol－1
下列表示N2H4(g)和N2O4(g)反應的熱化學方程式，正確的是
A.2N2H4(g)＋N2O4(g)===3N2(g)＋4H2O(g)　ΔH＝－1
076.7
kJ·mol－1
B.N2H4(g)＋
N2O4(g)===
N2(g)＋2H2O(g)　ΔH＝－542.7
kJ·mol－1
C.2N2H4(g)＋N2O4(g)===3N2(g)＋4H2O(g)　ΔH＝－542.7
kJ·mol－1
D.2N2H4(g)＋N2O4(g)===3N2(g)＋4H2O(l)　ΔH＝－1
076.7
kJ·mol－1
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√
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解析　根據蓋斯定律，將②×2－①得2N2H4(g)＋N2O4(g)===3N2(g)＋4H2O(g)　ΔH＝－1
076.7
kJ·mol－1。
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13.某科學家利用二氧化鈰(CeO2)在太陽能作用下將H2O、CO2轉變成H2、CO、O2。其過程如下：
下列說法不正確的是
A.該過程中CeO2沒有消耗
B.該過程實現了太陽能向化學能的轉化
C.圖中ΔH1＝ΔH2＋ΔH3
D.H2(g)＋
O2(g)===H2O(g)的反應熱大于ΔH3
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√
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解析　通過太陽能實現總反應H2O＋CO2===H2＋CO＋O2可知：CeO2沒有消耗，CeO2為催化劑，故A正確；
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該過程在太陽能作用下將H2O、CO2轉變為H2、CO、O2，所以把太陽能轉變成化學能，故B正確；
由圖中轉化關系及據蓋斯定律可知：－ΔH1＝ΔH2＋ΔH3，故C錯誤；
氣態水轉化為液態水，放出能量，故H2(g)＋
O2(g)===H2O(l)放熱更多，焓變更小，故D正確。
16
17
14.已知：2H2O(l)===2H2(g)＋O2(g)　ΔH＝571.0
kJ·mol－1。以太陽能為熱源分解Fe3O4，經熱化學鐵氧化合物循環分解水制H2的過程如下：
過程Ⅰ：2Fe3O4(s)===6FeO(s)＋O2(g)　ΔH＝313.2
kJ·mol－1
過程Ⅱ：……
下列說法不正確的是
綜合強化
A.過程Ⅰ中每消耗232
g
Fe3O4轉移2
mol電子
B.過程Ⅱ的熱化學方程式：3FeO(s)＋H2O(l)===H2(g)＋Fe3O4(s)　ΔH＝
　128.9
kJ·mol－1
C.過程Ⅰ、Ⅱ中能量轉化的形式依次是：太陽能→化學能→熱能
D.鐵氧化合物循環制H2具有成本低、產物易分離等優點
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解析　過程Ⅰ：2Fe3O4(s)===6FeO(s)＋O2(g)，當有
2
mol
Fe3O4分解時，生成1
mol氧氣，而232
g
Fe3O4的物質的量為1
mol，故生成0.5
mol氧氣，而氧元素由－2價變為0價，故轉移2
mol電子，故A正確；
已知反應①2H2O(l)===2H2(g)＋O2(g)　ΔH＝571.0
kJ·mol－1和反應②2Fe3O4(s)===6FeO(s)＋O2(g)　ΔH＝313.2
kJ·mol－1，根據蓋斯定律，將①×
－②×
可得過程Ⅱ的熱化學方程式：3FeO(s)＋H2O(l)===H2(g)＋Fe3O4(s)　ΔH＝128.9
kJ·mol－1，故B正確；
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過程Ⅰ和過程Ⅱ均為吸熱反應，不存在將化學能轉化為熱能的過程，故C錯誤；
反應3FeO(s)＋H2O(l)===H2(g)＋Fe3O4(s)的產物中，氫氣為氣體，而Fe3O4為固體，故鐵氧化合物循環制H2的產物易分離，且由于利用太陽能，成本低，故D正確。
16
17
15.固態或氣態碘分別與氫氣反應的熱化學方程式如下：
①H2(g)＋I2(？)
2HI(g)　ΔH1＝－9.48
kJ·mol－1
②H2(g)＋I2(？)
2HI(g)　ΔH2＝26.48
kJ·mol－1
下列判斷不正確的是
A.反應①中的I2為氣態，反應②中的I2為固態
B.反應②的反應物總能量比反應①的反應物總能量低
C.反應①的生成物比反應②的生成物熱穩定性更好
D.1
mol固態碘升華時將吸收熱量35.96
kJ
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√
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解析　已知反應①放出能量，反應②吸收能量，所以反應①中I2的能量高，則反應①中I2為氣態，反應②中的I2為固態，故A項正確；
已知反應①放出能量，反應②吸收能量，所以反應①中碘的能量高，反應②的反應物總能量比反應①的反應物總能量低，故B項正確；
反應①②的生成物都是氣態碘化氫，所以二者熱穩定性相同，故C項錯誤；
由蓋斯定律知②－①得I2(s)===I2(g)　ΔH＝35.96
kJ·mol－1，故D項正確。
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16.實驗室利用如圖裝置進行中和反應反應熱的測定。回答下列問題：
1
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14
(1)為準確測定實驗數據，起始時鹽酸與燒堿溶液溫度相同，而終止溫度與起始溫度之差(t1－t2)分別為①2.3
℃、②2.4
℃、③2.9
℃，則最終代入計算式的溫度差的平均值為
　
℃。
2.35
解析　所測溫度2.9
℃與其他溫度相差太大，應舍去，代入計算式的溫度差應取①和②的平均值。
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(2)在操作正確的前提下提高中和反應反應熱測定的準確性的關鍵是　　　　　　　　　　。
提高裝置的保溫效果
解析　該實驗的關鍵是溫度的測定，在操作正確的前提下提高中和反應反應熱測定的準確性的關鍵是提高裝置的保溫效果。
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(3)如果用0.50
mol·L－1的鹽酸和氫氧化鈉固體進行實驗，則實驗中所測出的中和反應反應熱的數值將
　　
(填“偏大”“偏小”或“不變”)。
偏大
解析　因為NaOH固體溶于水放熱，所以如果用0.50
mol·L－1的鹽酸和氫氧化鈉固體進行實驗，則實驗中所測出的中和反應反應熱的數值將偏大。
15
16
17
17.熱力學標準狀況(298.15
K、101
kPa)下，由穩定單質發生反應生成1
mol化合物的反應熱叫該化合物的生成熱(ΔH)。圖甲為第ⅥA族元素氫化物a、b、c、d的生成熱數據示意圖。試完成下列問題。
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(1)①請你歸納非金屬元素氫化物的穩定性與氫化物的生成熱ΔH的關系：
。
②硒化氫在上述條件下發生分解反應的熱化學方程式為
。
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14
非金屬元素氫化物越穩定，ΔH越小
H2Se(g)===Se(s)＋H2(g)　ΔH＝－81
kJ·mol－1
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(2)在25
℃、101
kPa下，已知SiH4氣體在氧氣中完全燃燒后恢復至原狀態，平均每轉移1
mol電子放熱190.0
kJ，該反應的熱化學方程式是
　　　　　　　　　　。
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SiH4(g)＋2O2(g)===SiO2(s)＋2H2O(l)　ΔH＝－1
520.0
kJ·mol－1
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解析　SiH4氣體在氧氣中完全燃燒的化學方程式為SiH4＋2O2
SiO2
＋2H2O，由化學方程式可知，1
mol
SiH4完全燃燒轉移8
mol電子，故熱化學方程式為SiH4(g)＋2O2(g)===SiO2(s)＋2H2O(l)　ΔH＝－1
520.0
kJ·mol－1。
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(3)根據圖乙寫出反應CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(g)的熱化學方程式：
　　　　　
。
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CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(g)　ΔH＝－91
kJ·mol－1
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17
解析　ΔH＝419
kJ·mol－1－510
kJ·mol－1＝－91
kJ·mol－1，故該反應的熱化學方程式為CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(g)　ΔH＝－91
kJ·mol－1。
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(4)由金紅石(TiO2)制取單質Ti的步驟為
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已知：Ⅰ.C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－393.5
kJ·mol－1
Ⅱ.2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g)　ΔH＝－566
kJ·mol－1
Ⅲ.TiO2(s)＋2Cl2(g)===TiCl4(s)＋O2(g)　ΔH＝141
kJ·mol－1
①TiO2(s)＋2Cl2(g)＋2C(s)===TiCl4(s)＋2CO(g)的ΔH＝
　　
。
－80
kJ·mol－1
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②反應TiCl4＋2Mg
2MgCl2＋Ti在Ar氣氛中進行的理由是
。
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13
14
返回
防止高溫下Mg、Ti與空氣中的O2(或CO2、N2)作用
解析　根據蓋斯定律，由2×Ⅰ－Ⅱ＋Ⅲ可得：TiO2(s)＋2Cl2(g)＋2C(s)===TiCl4(s)＋2CO(g)　ΔH＝－80
kJ·mol－1。
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本課結束

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