資源簡介

1.1 第1課時 反應熱　焓變
【學習目標】
1.通過交流討論了解反應熱、內能、焓變等基本概念。
2.通過分析圖像了解反應熱與反應物及生成物能量大小的關系,學會根據能量變化圖示判斷吸熱反應、放熱反應,提高宏觀辨識能力。
3.通過練習實踐認識化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因,學會根據化學鍵的鍵能數值定量計算反應熱的大小,形成相關計算的思維模型。
4.通過實驗了解定量測定反應熱的基本原理和實驗方法,能正確分析誤差產生的原因并能采取適當措施減小誤差,培養科學探究能力。
【自主預習】
一、反應熱　焓變
1.體系(系統)及環境
(1)體系(系統):試管中的溶液及發生的反應等(包括反應物、生成物、發生的反應)。
(2)環境:與　　　　相互影響的其他部分(如試管、空氣等)。
2.反應熱
在等溫條件下,化學反應體系向環境　　　　或從環境　　　　的　　　　,稱為化學反應的熱效應,簡稱反應熱。
3.放熱反應和吸熱反應
(1)放熱反應:由于各物質所具有的能量不同,如果反應物所具有的總能量　　　　生成物所具有的總能量,那么在發生化學反應時,有一部分能量就會變成熱能等形式　　　出來。
表示:ΔH為“-”或“ΔH　　　　0”,單位:kJ·mol-1。
(2)吸熱反應:如果反應物所具有的總能量　　　　生成物所具有的總能量,那么在發生化學反應時,反應物就需要吸收　　　　才能轉化為生成物。
表示:ΔH為“+”或“ΔH　　　　0”,單位:kJ·mol-1。
4.焓與焓變　內能
(1)“焓”是用于描述物質所具有能量的物理量,常用符號　　　　表示。不同的物質所具有的能量不同,其焓也不同。“焓變”是用于描述反應熱(恒壓條件下)的物理量,常用符號　　表示。
(2)內能(符號為U):體系內物質的各種　　　　的總和,受溫度、壓強和物質聚集狀態等影響。
二、中和反應與中和反應反應熱
1.中和反應
中和反應即酸和堿相互作用生成鹽和水的反應,其實質是酸電離產生的　　　　和堿電離產生的　　　　結合生成難電離的水。強酸、強堿之間的中和反應一般都可用離子方程式　　　　　　　　　　　　　　表示。
2.中和反應反應熱
(1)概念:在稀溶液中,酸跟堿發生中和反應生成　　　　mol H2O時的反應熱(所放出的熱量)。
(2)表示方法:　　　　　　　　　　　　　　　　。
3.中和反應反應熱的測定
(1)測定儀器:　　　　　　　　。
(2)測定數據:鹽酸、NaOH溶液的初始溫度,反應后體系的　　　　　　　　。
(3)計算公式:　　　　　　　　。
【參考答案】一、1.體系　2.釋放　吸收　熱量　3.(1)大于
釋放　<　(2)小于　能量　>　4.(1)H　ΔH　(2)能量
二、1.H+　OH-　H++OH-H2O
2.(1)1　(2)H+(aq)+OH-(aq)H2O(l)　ΔH=-57.3 kJ·mol-1
3.(1)簡易量熱計　(2)最高溫度　(3)ΔH=-
【效果檢測】
1.判斷正誤(正確的打“√”,錯誤的打“×”)。
(1)放熱反應不需要加熱就能進行,吸熱反應不加熱就不能進行。 (　　)
(2)物質發生化學變化都伴有能量的變化。 (　　)
(3)伴有能量變化的物質變化都是化學變化。 (　　)
(4)Na轉化為Na+時,吸收的能量就是該過程的反應熱。 (　　)
(5)水蒸氣變為液態水時放出的能量就是該變化的反應熱。 (　　)
(6)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。 (　　)
(7)若用50 mL 0.55 mol·L-1的氫氧化鈉溶液,分別與50 mL 0.50 mol·L-1的鹽酸和50 mL 0.50 mol·L-1的硝酸充分反應,兩中和反應的反應熱不相等。 (　　)
(8)已知中和反應反應熱ΔH=-57.3 kJ·mol-1,則H2SO4(aq)+Ba(OH)2(aq)2H2O(l) +BaSO4(s)　ΔH=2×(-57.3) kJ·mol-1。 (　　)
【答案】(1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×
(7)×　(8)×
2.物質在化學反應中發生能量變化的主要原因是什么
【答案】化學鍵斷裂和形成時伴隨著能量變化。
3.化學反應中焓變可能為零嗎 為什么
【答案】不可能。因為焓變即生成物的焓與反應物的焓的差值,生成物的焓與反應物的焓不可能完全相等,即焓變不可能為零。
4.反應熱定義中,“在等溫條件下”是什么意思
【答案】等溫條件下,指化學反應發生后,使反應后體系的溫度恢復到反應前體系的溫度,即反應前后體系的溫度相等。
5.中和反應反應熱測定過程中,提高測定反應熱準確度的措施有哪些
【答案】①實驗中用溫度計先后測量酸溶液、堿溶液及混合溶液的溫度時,使用同一支溫度計可減小實驗誤差,且測量完一種溶液后,溫度計必須用水沖洗干凈并用濾紙擦干。溫度計的水銀球要完全浸入溶液中,且要穩定一段時間后再記下讀數。②反應物應一次性迅速加入,且避免有液體濺出。③實驗操作時動作要快,盡量減少熱量的損失。④重復實驗3次,取3次實驗數據的平均值。
【合作探究】
任務1：反應熱與焓變
情境導入　長征五號B運載火箭是我國目前近地軌道運載能力最大的火箭,它的起飛質量約849 t,而其中90%以上的質量為“肚子”里裝滿的深低溫液氫、液氧燃料的質量,它周身冰冷,由此得名“冰箭”。氫氣在氧氣中燃燒的化學方程式為2H2(l)+O2(l)2H2O(g)　ΔH=-474.92 kJ·mol-1,燃燒時火箭向下噴出強大氣流,推進火箭向上運動。
問題生成
1.液氫與液氧的反應是吸熱反應還是放熱反應 在等壓條件下,該反應的焓變是多少
【答案】放熱反應;-474.92kJ·mol-1。
2.火箭在飛行時,發動機中能量如何轉化 同質量的液氫和氫氣在純氧中燃燒生成液態水,哪一個放出的熱量多
【答案】化學能轉化為動能、內能、光能、聲能等;同質量的氫氣放出的熱量多。
3.根據你的認識,請在下面畫出反應物及生成物的能量變化示意圖,并總結反應物、生成物總能量的相對大小與反應熱的關系。
　　【答案】
若H(反應物)>H(生成物),則是放熱反應,ΔH<0;若H(反應物)0。
【核心歸納】
1.常見的吸熱、放熱反應
常見的吸熱反應:大多數分解反應、水解反應、Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl的反應、C與CO2的反應等。常見的放熱反應:中和反應、活潑金屬與酸的反應、燃燒以及大多數化合反應等。
2.焓、焓變與放熱反應、吸熱反應的關系
反應類型 放熱反應 吸熱反應
圖像
焓變(ΔH) ΔH為“-”,即ΔH<0,反應體系對環境放熱,其焓減小 ΔH為“+”,即ΔH>0,反應體系從環境中吸熱,其焓增大
3.反應熱與焓變的區別與聯系
反應熱 焓變
含義 化學反應中吸收或放出的能量 化學反應中生成物所具有的焓與反應物所具有的焓之差
符號 Q ΔH
單位 kJ·mol-1 kJ·mol-1
與能量變化的關系 Q>0,反應吸收熱量 Q<0,反應放出熱量 ΔH>0,反應吸收熱量 ΔH<0,反應放出熱量
二者的相互聯系 ΔH 是化學反應在恒定壓強下(敞口容器中進行的化學反應)且不與外界進行電能、光能等其他能量的轉化時的反應熱,即恒壓條件下進行的反應熱Q與焓變的絕對值相等
【典型例題】
【例1】由圖分析,下列說法正確的是(　　)。
A.XY+Z和Y+ZX兩個反應吸收或放出的能量不等
B.XY+Z　ΔH<0
C.X具有的焓高于Y和Z具有的焓的總和
D.XY+Z　ΔH>0,則Y+ZX　ΔH<0
【答案】D
【解析】由圖可看出,Y和Z的焓之和高于X的焓,則反應Y+ZX一定是放熱反應,ΔH<0;反之,XY+Z的反應一定是吸熱反應,ΔH>0。根據能量守恒定律,兩反應吸收和放出的能量一定相等。
【例2】某反應由兩步反應ABC構成,它的反應能量曲線如圖所示。下列有關敘述正確的是(　　)。
A.兩步反應均為吸熱反應
B.三種化合物中C最穩定
C.加入催化劑會改變反應的焓變
D.整個反應的ΔH=E1-E2
【答案】B
【解析】根據圖示可知,第一步反應的反應物能量比生成物的能量低,所以該步反應是吸熱反應,而第二步反應中生成物的能量比反應物的能量低,該步反應是放熱反應,A項錯誤;根據圖示可知,三種化合物中C的能量最低,故其最穩定,B項正確;加入催化劑會改變反應的活化能,但是不能改變反應物、生成物的能量,所以不能改變反應的焓變,C項錯誤;整個反應的ΔH=E1+E3-E2-E4,D項錯誤。
靈犀一點：從宏觀角度認識化學反應能量變化的原因
任務2：從微觀角度探討反應熱的實質
情境導入　反應H2(g)+Cl2(g)2HCl(g)的變化過程及其能量變化如圖所示。
問題生成
1.填寫下表中的能量變化:
化學鍵 反應中能量變化
1 mol A—B化學鍵 反應中能量變化
H—H 吸收　　　kJ 共吸收　　　kJ
Cl—Cl 吸收　　　kJ
H—Cl 放出　　　kJ 共放出　　　kJ
結論 H2(g)+Cl2(g)2HCl(g)的反應熱ΔH=　　　kJ·mol-1
　　【答案】436　243　679　431　862　-183
2.化學反應中能量變化的主要原因是什么
【答案】化學鍵斷裂和形成時的能量變化。
【核心歸納】
從微觀角度認識化學反應能量變化的原因
ΔH=Q1-Q2
【典型例題】
【例3】由下列鍵能數據大小,不能得出的事實是(　　)。
化學鍵 O—H H—H OO
鍵能/(kJ·mol-1) 463 436 498.3
A.1 mol H2和 mol O2的總能量大于1 mol H2O的總能量
B.斷開1 mol H2中的化學鍵所吸收的能量是436 kJ
C.H2(g)+O2(g)H2O(g)　ΔH=-240.85 kJ·mol-1
D.生成1 mol H2O(g)的化學鍵所放出的熱量是463 kJ
【答案】D
【解析】反應焓變等于反應物總鍵能減去生成物總鍵能,則H2(g)+O2(g)H2O(g)　ΔH=436 kJ·mol-1+×498.3 kJ·mol-1-2×463 kJ·mol-1=-240.85 kJ·mol-1。A項,由分析可知,反應放熱,則反應物總能量大于生成物總能量,正確;B項,1分子氫氣中含有1個H—H,斷開1 mol H2中的化學鍵所吸收的能量是436 kJ,正確;C項,由分析可知,正確;D項,1分子水中含有2個O—H,生成1 mol H2O(g)的化學鍵所放出的熱量是926 kJ,錯誤。
【例4】已知某些化學鍵鍵能如下,下列說法不正確的是(　　)。
化學鍵 H—H Cl—Cl Br—Br H—Cl H—Br
鍵能/(kJ·mol-1) 436 243 194 432 a
A.根據鍵能可估算反應H2(g)+Cl2 (g)2HCl(g)的ΔH=-185 kJ·mol-1
B.根據原子半徑可知鍵長:H—ClC.H2(g)與Br2(g)反應生成2 mol HBr (g)時,放出的熱量小于185 kJ
D.常溫下Cl2和Br2的狀態不同,與Cl—Cl和Br—Br的鍵能有關
【答案】D
【解析】A項,反應熱=反應物總鍵能-生成物總鍵能,則H2(g)+Cl2(g)2HCl(g)　ΔH=+436 kJ·mol-1+243 kJ·mol-1-2×432 kJ·mol-1=-185 kJ·mol-1,正確;B項,Cl原子半徑小于Br原子,H—Cl的鍵長比H—Br的短, H—Cl的鍵能比H—Br的大,進而推測a<432,正確;C項,鍵能:Cl—Cl>Br—Br,反應生成HBr比生成HCl更難,放出的熱量更少,故生成2 mol HBr (g)時,放出的熱量小于185 kJ,正確;D項,Cl—Cl鍵能大于Br—Br鍵能,說明Cl2分子比Br2分子穩定,破壞的是共價鍵,而狀態由分子間作用力決定,錯誤。
靈犀一點：反應熱的計算方法
宏觀角度:ΔH=生成物總能量-反應物總能量。
微觀角度:ΔH=反應物總鍵能-生成物總鍵能。
任務3：中和反應反應熱的測定
情境導入　不同的化學反應具有不同的反應熱,把鹽酸和氫氧化鈉溶液混合于燒杯中,觸摸燒杯壁,感受溫度的變化。化學上規定:在稀溶液中,強酸與強堿發生中和反應生成1 mol H2O時的反應熱叫中和反應反應熱。人們可以通過多種方法獲得中和反應反應熱的數據,最直接的方法就是通過實驗進行測定。
【實驗探究】
1.實驗測量
按下列操作步驟測定鹽酸與氫氧化鈉溶液反應的反應熱。
①用量筒量取50 mL 0.50 mol·L-1的鹽酸,打開杯蓋,倒入量熱計(如圖)的內筒中,蓋上杯蓋,插入溫度計,測量并記錄鹽酸的溫度。用水把溫度計上的酸沖洗干凈,擦干備用。
②用另一量筒量取50 mL 0.55 mol·L-1的NaOH溶液,用溫度計測量并記錄NaOH溶液的溫度。
③打開杯蓋,將量筒中的NaOH溶液迅速倒入量熱計的內筒中,立即蓋上杯蓋,插入溫度計,用玻璃攪拌器勻速攪拌,密切關注溫度變化,將最高溫度記為反應后體系的溫度(t2)。
④重復上述步驟兩次。
在上述過程中,提高測定反應熱準確度的措施有哪些
【答案】用保溫效果較好的量熱計;溫度計使用后及時沖洗并擦干;NaOH溶液稍過量;用玻璃攪拌器勻速攪拌;操作動作迅速;多次測量取平均值。
2.原理分析
(1)實驗為何使用0.55 mol·L-1 NaOH溶液與0.50 mol·L-1鹽酸反應,而不是選用0.50 mol·L-1 NaOH溶液
(2)若用0.55 mol·L-1 KOH溶液代替0.55 mol·L-1 NaOH 溶液,對結果會產生影響嗎 為什么
(3)①用濃硫酸代替鹽酸對結果會產生什么影響
②用醋酸代替鹽酸對結果會產生什么影響
(4)完整地做一次這樣的實驗,需測定多次溫度,某同學為了省去清洗溫度計的麻煩,建議實驗時使用兩支溫度計分別測量酸和堿的溫度,你是否同意該同學的觀點 為什么
【答案】(1)堿過量的目的是保證鹽酸完全反應。
(2)無影響。因為強酸、強堿的稀溶液反應生成1 mol H2O(l)時放出的熱量是相同的,與用KOH溶液還是NaOH 溶液以及酸、堿的用量無關。
(3)①濃硫酸溶于水時放熱,所測反應熱的數值偏大。
②弱酸、弱堿電離吸熱,所測反應熱的數值偏小。
(4)不同意,因為不同溫度計精確度不同。
3.數據處理
[取鹽酸溫度和NaOH溶液溫度的平均值記為反應前體系的溫度(t1)]
(1)為記錄本實驗的實驗數據,請設計實驗記錄表。
(2)量熱計直接測得的數據是什么 通過什么公式計算反應熱
(3)計算反應熱。(為了計算簡便,近似地認為實驗所用酸、堿溶液的密度與水相同,都是1 g·mL-1,中和后生成的溶液的比熱容與液態水相同,為4.18 J·g-1·℃-1)
(4)若上述實驗測得t2-t1=3.4 ℃,則ΔH=　　　　 (精確至0.01)kJ·mol-1。
答案(1)
實驗 次數 反應物的溫度/℃ 反應前體系的溫度 反應后體系的溫度 溫度差
鹽酸 NaOH溶液 t1/℃ t2/℃ (t2-t1)/℃
1
2
3
(2)體系溫度的變化;Q=cmΔt(Q:反應放出的熱量,m:反應混合液的總質量,c:反應混合液的比熱容,Δt:反應前后溶液溫度的變化量)。
(3)50 mL 0.50 mol·L-1鹽酸的質量m1=50 g,50 mL 0.55 mol·L-1 NaOH溶液的質量m2=50 g。中和后生成的溶液的比熱容c=4.18 J·g-1·℃-1,則放出的熱量為(m1+m2)·c·(t2-t1)=0.418(t2-t1) kJ,生成1 mol H2O時的反應熱ΔH=- kJ·mol-1。
(4)-56.85
4.誤差分析
在下表空格內填“偏大”、“偏小”或“不變”。
引起誤差的原因 與ΔH=-57.3 kJ·mol-1比較
保溫措施不好
若將玻璃攪拌器改成“銅棒”
攪拌不充分
量取NaOH溶液和鹽酸時,均仰視刻度線
用同濃度的氨水代替NaOH溶液
引起誤差的原因 與ΔH=-57.3 kJ·mol-1比較
用同濃度的CH3COOH溶液代替鹽酸
最后記錄的溫度不是最高溫度
　　【答案】偏大　偏大　偏大　偏小　偏大　偏大　偏大
【核心歸納】
1.正確理解中和反應反應熱
(1)離子方程式符合H++OH-H2O的稀的強酸與稀的強堿溶液反應,其中和反應反應熱均相等,且室溫下與強酸、強堿的用量無關。
(2)相同溫度下,用稀的弱酸或弱堿測得的中和反應反應熱會變大。
2.中和反應反應熱測定實驗的注意事項
(1)為了保證0.50 mol·L-1的鹽酸完全被NaOH中和,采用0.55 mol·L-1NaOH溶液,使堿稍稍過量,因為過量的堿并不參加中和反應。
(2)先后測量酸、堿及混合液的溫度時,測定一種溶液后必須用水沖洗干凈并用濾紙擦干。溫度計的水銀球部分要完全浸入溶液中,且要穩定一段時間再記下讀數。
(3)實驗中所用的鹽酸和氫氧化鈉溶液配好后要充分冷卻至室溫,才能使用。
(4)操作時動作要快,盡量減少熱量的散失。
(5)實驗時亦可選用濃度、體積都不相同的酸、堿溶液進行中和反應反應熱的測定,但在計算時,應取二者中量少的一種,因為過量的酸或堿并不參加中和反應。
【典型例題】
【例5】某化學興趣小組用50 mL 0.50 mol·L-1鹽酸與50 mL 0.55 mol·L-1NaOH溶液進行中和反應反應熱的測定實驗,實驗裝置如圖所示。試回答下列問題:
(1)實驗時玻璃攪拌器的使用方法是　　　　;不能用銅質攪拌器代替玻璃攪拌器的理由是　 　。
(2)某同學記錄的實驗數據如表所示。(已知:實驗中鹽酸和氫氧化鈉溶液的密度均為1 g·cm-3,中和反應后溶液的比熱容c=4.18 J·g-1·℃-1)
實驗 序號 起始溫度T1/℃ 終止溫度T2/℃
鹽酸 氫氧化鈉溶液 混合溶液
1 20.0 20.2 23.3
2 20.2 20.4 23.4
3 20.4 20.6 23.8
依據該同學的實驗數據計算,該實驗測得反應放出的熱量為　　 　J。
(3)下列操作會導致實驗結果出現偏差的是　　　(填字母)。
a.用量筒量取鹽酸的體積時仰視讀數
b.把量筒中的氫氧化鈉溶液分多次倒入鹽酸中
c.將50 mL 0.55 mol·L-1氫氧化鈉溶液取成了50 mL 0.55 mol·L-1氫氧化鉀溶液
d.做本實驗的當天室溫較高
(4)如果將NaOH溶液換成等量的NaOH固體,那么實驗中測得的中和反應反應熱(ΔH)　　　(填“偏大”、“偏小”或“不變”)。
(5)如果用60 mL 0.50 mol·L-1鹽酸與50 mL 0.55 mol·L-1 NaOH溶液進行實驗,與上述實驗相比,二者所放出的熱量　　　(填“相等”或“不相等”,下同),所求的中和反應反應熱(ΔH)　　　　　　　。
【答案】(1)上下勻速攪動　Cu是熱的良導體,傳熱快,熱量損失大
(2)1337.6
(3)ab
(4)偏小
(5)不相等　相等
【解析】(1)實驗時為防止打斷溫度計,玻璃攪拌器的使用方法是上下勻速攪動;Cu是熱的良導體,傳熱快,熱量損失大,所以不能用銅質攪拌器代替玻璃攪拌器。(2)三次溫度差分別為3.2 ℃、3.1 ℃、3.3 ℃,溫度的平均值為3.2 ℃,溶液的總質量為100 g,該實驗測得反應放出的熱量為Q=100 g×4.18 J·g-1·℃-1×3.2 ℃=1337.6 J。(3)a項,用量筒量取鹽酸的體積時仰視讀數,會使鹽酸的體積不準確,導致實驗結果出現偏差;b項,把量筒中的氫氧化鈉溶液分多次倒入鹽酸中,會使熱量散失,導致實驗結果出現偏差;c項,將50 mL 0.55 mol·L-1氫氧化鈉溶液取成了50 mL 0.55 mol·L-1氫氧化鉀溶液,OH-的物質的量不變,對實驗結果沒有影響;d項,做本實驗的當天室溫較高,但測量的是溫度差,與室溫無關,對實驗結果沒有影響。(4)如果將NaOH溶液換成等量的NaOH固體,由于氫氧化鈉固體溶解會放出熱量,導致放熱增多,使實驗測得的中和反應反應熱(ΔH)偏小。(5)如果用60 mL 0.50 mol·L-1鹽酸與50 mL 0.55 mol·L-1 NaOH溶液進行實驗,由于試劑的量不同,所放出的熱量與上述實驗不相等,但中和反應反應熱是換算成生成1 mol H2O(l)時放出的熱量,所求的中和反應反應熱(ΔH)與上述反應相等。
靈犀一點：導致中和反應反應熱測定存在誤差的原因
(1)量取溶液的體積不準確。
(2)溫度計讀數有誤(如未讀取到混合溶液的最高溫度,就記為終止溫度)。
(3)實驗過程中有液體濺出。
(4)混合酸、堿溶液時,動作緩慢。
(5)隔熱層隔熱效果不好,實驗過程中有熱量損失。
(6)測過酸溶液的溫度計未用水清洗擦干便立即去測堿溶液的溫度。
(7)溶液濃度不準確。
(8)沒有進行重復實驗。
【隨堂檢測】
課堂基礎
1.下列反應既屬于氧化還原反應,又屬于吸熱反應的是(　　)。
A.鋁片與稀鹽酸反應
B.Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl反應
C.灼熱的炭與CO2反應
D.甲烷在氧氣中的燃燒反應
【答案】C
【解析】Al與鹽酸的反應是放熱反應;B項反應是吸熱反應,但不是氧化還原反應;灼熱的C和CO2反應生成CO,該反應既是氧化還原反應,又是吸熱反應;甲烷的燃燒是放熱反應。
2.下列有關中和反應反應熱測定實驗的說法正確的是(　　)。
A.溫度計能代替玻璃攪拌器,用于攪拌反應物
B.強酸與強堿反應生成1 mol H2O(l)釋放的熱量都約為57.3 kJ
C.該實驗中,讀取混合溶液不再變化的溫度為終止溫度
D.內筒內若有水殘留,會使測得的反應熱數值絕對值偏小
【答案】D
【解析】A項,溫度計不能代替玻璃攪拌器,溫度計只能用于測量溶液的溫度,錯誤;B項,強酸與強堿發生中和反應生成1 mol H2O(l)時,放出的熱量不一定等于57.3 kJ,如濃硫酸與NaOH溶液反應生成1 mol H2O(l)時,放出的熱量大于57.3 kJ,錯誤;C項,測定中和反應反應熱時,應讀取混合溶液的最高溫度,錯誤;D項,內筒內殘留水,使溶液的質量偏大,混合液最高溫度降低,溫度差減小,測得的反應熱數值絕對值偏小,正確。
3.甲烷與氯氣發生取代反應分別生成1 mol相關有機物的能量變化如圖所示:
已知Cl—Cl、C—Cl鍵能分別為243 kJ·mol-1、327 kJ·mol-1,下列說法不正確的是(　　)。
A.1 mol CH4(g)的能量比1 mol CH2Cl2(g)的能量多197 kJ
B.CH4與Cl2的取代反應是放熱反應
C.ΔH4≈ΔH3≈ΔH2≈ΔH1,說明CH4與Cl2的四步取代反應,難易程度相當
D.CH4(g)+Cl·(g)CH3·(g)+HCl(g) ΔH=-15 kJ·mol-1
【答案】A
【解析】A項,由圖可知,甲烷和氯氣反應生成CH2Cl2(g)的同時還會生成氯化氫,故不能說明1 mol CH4(g)的能量比1 mol CH2Cl2(g)的能量多197 kJ,錯誤;B項,由圖可知,焓變均為負值,則為放熱反應,正確; C項,ΔH4≈ΔH3≈ΔH2≈ΔH1,說明CH4與Cl2的四步取代反應每多取代1個氫原子的難易程度相當,正確;D項,CH4(g)+Cl·(g)CH3·(g)+HCl(g)反應中,斷裂了1 mol C—H,形成了1 mol H—Cl,已知Cl—Cl、C—Cl鍵能分別為243 kJ·mol-1、327 kJ·mol-1,反應CH4(g)+Cl2(g)CH3Cl(g)+HCl(g)的焓變為ΔH=4×E(C—H)+E(Cl—Cl)-3×E(C—H)-E(C—Cl)-E(H—Cl)=-99 kJ·mol-1,即E(C—H)+243 kJ·mol-1-327 kJ·mol-1-E(H—Cl)=-99 kJ·mol-1,E(C—H)-E(H—Cl)=-15 kJ·mol-1,故CH4(g)+Cl·(g)CH3·(g)+HCl(g)　ΔH=-15 kJ·mol-1,正確。
對接高考
4.(2022·浙江省6月選考,18)標準狀態下,下列物質氣態時的相對能量如下表:
物質(g) O H HO HOO H2 O2 H2O2 H2O
能量/(kJ·mol-1) 249 218 39 10 0 0 -136 -242
可根據HO(g)+HO(g)H2O2(g)計算出H2O2中氧氧單鍵的鍵能為214 kJ·mol-l。下列說法不正確的是(　　)。
A.H2的鍵能為436 kJ·mol-l
B.O2的鍵能大于H2O2中氧氧單鍵的鍵能的兩倍
C.解離氧氧單鍵所需能量: HOOD.H2O(g)+O(g)H2O2(g)　ΔH=-143 kJ·mol-1
【答案】C
【解析】A項,根據表格中的數據可知,H2的鍵能為218 kJ·mol-1×2=436 kJ·mol-1,正確;B項,由表格中的數據可知,O2的鍵能為249 kJ·mol-1×2=498 kJ·mol-l,由題中信息可知,H2O2中氧氧單鍵的鍵能為214 kJ·mol-l,則O2的鍵能大于H2O2中氧氧單鍵的鍵能的兩倍,正確;C項,由表格中的數據可知,HOOHO+O,解離其中氧氧單鍵需要的能量為(249+39-10) kJ·mol-1=278 kJ·mol-1,H2O2中氧氧單鍵的鍵能為214 kJ·mol-1<278 kJ·mol-1,錯誤;D項,由表中的數據可知,H2O(g)+O(g)H2O2(g)　ΔH=[-136-249-(-242)] kJ·mol-1=-143 kJ·mol-1,正確。
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