2026届高考化学一轮复习 第7章 化学反应的热效应 课件（73张PPT）

(共73张PPT)
化学反应的热效应
第7章
课标要求
1.认识物质具有能量,认识吸热反应与放热反应,了解化学反应体系能量改变与化学键的断裂和形成有关。知道化学反应可以实现化学能与其他形式能量的转化。体会提高燃料的燃烧效率、开发高能清洁燃料的重要性。
2.能基于化学键解释某些化学反应的热效应。能辨识化学反应中的能量转化形式,能解释化学反应中能量变化的本质。
3.能进行反应焓变的简单计算,能用热化学方程式表示反应中的能量变化,能运用反应焓变合理选择和利用化学反应。
备考指导
1.本部分重点考查三方面的内容:
(1)反应热概念的理解及计算;
(2)热化学方程式的正误判断与书写;
(3)盖斯定律及其应用。
2.对化学反应中能量变化的有关概念的复习应从两个角度进行,一是从总能量变化的角度,二是从化学键键能的角度。对热化学方程式的复习,一要抓住热化学方程式的书写规则,二要注意题目定量条件的设置。对盖斯定律有关问题的复习,要理解盖斯定律的本质,熟悉历年高考考查类型(图像型、字母型、数值型等)。
内容索引
01
02
03
第一环节　必备知识落实
第二环节　关键能力形成
第三环节　核心素养提升
第一环节　必备知识落实
知识点1
焓变与反应热　热化学方程式
知识筛查
1.焓变与反应热
(1)反应热与焓变的定义:反应热是等温条件下,化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量。等压条件下的反应热,称之为焓变,符号为 ΔH ,单位为kJ· mol-1。
(2)化学反应中的能量变化。
①a表示断裂旧化学键吸收的热量,
也可以表示反应的活化能。
②b表示形成新化学键放出的热量,
也可以表示活化分子变成生成物分
子所释放的能量。
③c表示反应的反应热,可通过计算求得反应热(焓变)。
a.从物质所具有的焓角度分析,焓变(ΔH)为生成物的焓与反应物的焓之差:ΔH= H(生成物)-H(反应物) 。
b.从化学键角度分析,焓变为反应物总键能与生成物总键能之差:ΔH=a-b。
(3)放热反应和吸热反应。
①常见的放热反应:可燃物的燃烧;酸碱中和反应;大多数化合反应;金属与酸(或水)的置换反应;物质的缓慢氧化;铝热反应等。
②常见的吸热反应:大多数分解反应;盐的水解;Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;盐酸与碳酸氢钠的反应,碳与水蒸气、C与CO2的反应等。
2.热化学方程式
(1)定义。
表示参加反应的物质的物质的量与反应热的关系的化学方程式。
(2)意义。
不仅表明了化学反应中的物质变化,也表明了化学反应中的能量变化。例如:H2(g)+ O2(g)══H2O(l)
ΔH=-285.8 kJ·mol-1,表示在25 ℃和101 kPa下,1 mol H2与0.5 mol O2完全反应生成1 mol H2O(l)时放出285.8 kJ的热量。
(3)热化学方程式的书写步骤。
特别提醒(1)任何化学反应都是旧键断裂和新键形成的过程,化学反应一定伴随着能量的变化,其能量变化主要表现为热量的变化,但这并不是唯一的表现形式,如发光、放电等。
(2)焓变不取决于部分反应物能量和部分生成物能量的相对大小。
(3)物质的物理变化过程中,也会有能量的变化,但不属于吸热反应或放热反应。在进行反应热的有关计算时,必须要考虑到物理变化时的热效应,如物质的三态变化。
(4)化学反应是放热还是吸热与反应发生的条件没有必然联系。如吸热反应Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl在常温常压下即可进行,而很多放热反应则需要在加热的条件下进行。
知识巩固
1.判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。
(1)物质发生化学变化都伴有能量的变化。(　　)
(2)C(石墨,s)══C(金刚石,s)　ΔH>0,说明石墨比金刚石稳定。(　　)
(3)同温同压下,反应H2(g)+Cl2(g)══2HCl(g)在光照和点燃条件下的ΔH不同。(　　)
(4)2NO2══O2+2NO　ΔH=+116.2 kJ·mol-1是热化学方程式。(　　)
(5)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(g),放热19.3 kJ,其热化学方程式为N2(g)+3H2(g)
√
√
×
×
×
√
×
2.(双选)已知化学反应A2(g)+B2(g)══2AB(g) ΔH=+100 kJ·mol-1的能量变化如图所示,下列叙述中正确的是(　　)。
A.加入催化剂,该反应的反应热ΔH不变
B.每形成2 mol A—B,将吸收b kJ能量
C.每生成2分子AB吸收(a-b) kJ热量
D.该反应正反应的活化能大于100 kJ·mol-1
AD
解析:催化剂不能改变反应热的大小,A项正确。形成化学键,释放能量,B项错误。热化学方程式中,化学计量数代表物质的量,C项错误。
知识点2
燃烧热　中和反应反应热的测定
知识筛查
1.燃烧热
特别提醒燃烧热是以1 mol纯物质完全燃烧所放出的热量来定义的,因此在书写表示某物质的燃烧热的热化学方程式时,应以燃烧1 mol物质为标准来配平其余物质的化学计量数。例如:C8H18(l)+ O2(g)══8CO2(g)+ 9H2O(l)　ΔH=-5 518 kJ·mol-1,即C8H18的燃烧热ΔH为-5 518 kJ·mol-1。
2.中和反应反应热的测定
(1)实验装置。
(2)实验说明。
①中和反应反应热的测定实验中,NaOH溶液的浓度稍大于盐酸的浓度是确保HCl反应完全。若采用的酸、碱溶液浓度相等,可采用碱溶液体积稍过量的方法达到这个目的。
②中和反应反应热的计算公式。
知识巩固
1.判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。
(3)已知稀溶液中,H+(aq)+OH-(aq)══H2O(l) ΔH=-57.3 kJ·mol-1,则稀醋酸与稀氢氧化钠溶液反应生成1 mol水时放出57.3 kJ的热量。(　　)
(4)已知H+(aq)+OH-(aq)══H2O(l)　ΔH=-57.3 kJ·mol-1,则H2SO4溶液与Ba(OH)2溶液反应的反应热ΔH=2×(-57.3) kJ·mol-1。(　　)
×
√
×
×
2.为了测量某中和反应生成1 mol水时的反应热,在计算时至少需要的数据有(　　)。
①酸溶液的浓度　②碱溶液的体积　③比热容　④反应后溶液的质量　⑤生成水的物质的量　⑥反应前后温度变化　⑦操作所需的时间
A.①②③④ B.①③④⑤
C.③④⑤⑥ D.①②③④⑤⑥
C
解析:测定中和反应反应热的原理为Q=c·m·Δt,ΔH=- ,故需要的数据有比热容、反应后溶液的质量、反应前后温度变化、生成水的物质的量,C项正确。
3.某实验小组用0.50 mol·L-1 NaOH溶液和0.50 mol·L-1 H2SO4溶液进行反应热的测定,实验装置如图所示。
(1)写出该反应的热化学方程式[生成1 mol H2O(l)时的反应热为ΔH=-57.3 kJ·mol-1]: 　　　　　　　。
(2)取50 mL 0.50 mol·L-1的NaOH溶液和30 mL 0.50 mol·L-1的H2SO4溶液进行实验,实验数据如表所示。
①请填写表格中的空白:
②近似认为0.50 mol·L-1 NaOH溶液和0.50 mol·L-1 H2SO4溶液的密度都是1.0 g·mL-1,中和后生成溶液的比热容c=4.18 J·(g·℃)-1。则生成1 mol H2O(l)时的反应热ΔH= (取小数点后一位)。
③上述实验数值结果与-57.3 kJ·mol-1有偏差,产生偏差的原因不可能是
　　　　(填字母)。
A.实验装置保温、隔热效果差
B.量取NaOH溶液的体积时仰视读数
C.分多次把NaOH溶液倒入盛有稀硫酸的内筒中
D.用温度计测定NaOH溶液起始温度后直接测定H2SO4溶液的温度
(3)若将一定量的稀氢氧化钠溶液、稀氢氧化钙溶液、氨水分别与1 L 1 mol·L-1的稀盐酸恰好完全反应,其反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3,则ΔH1、ΔH2、ΔH3的大小关系为　 。
答案:(1)H2SO4(aq)+2NaOH(aq)══Na2SO4(aq)+2H2O(l)　ΔH=-114.6 kJ·mol-1
(2)①4.0　②-53.5 kJ·mol-1　③B
(3)ΔH1=ΔH2<ΔH3
解析:(2)①第2组数据偏差较大,应舍去,其他三组的平均值为4.0 ℃。②ΔH=-[(50+30) mL×1.0 g· mL-1×4.0 ℃×4.18×10-3 kJ·(g·℃)-1÷0.025 mol]≈-53.5 kJ·mol-1。③放出的热量少可能是散热多、分多次加入碱溶液或起始温度读得较高等原因。(3)稀氢氧化钠溶液和稀氢氧化钙溶液中溶质都完全电离,它们与稀盐酸反应的中和热相同,稀氨水中的溶质是弱电解质,它与稀盐酸的反应中因NH3·H2O的电离要吸收热量,故反应放出的热量要少一些。
知识点3
盖斯定律及其应用
知识筛查
利用盖斯定律计算反应热
(1)运用盖斯定律的技巧——“三调一加”。
一调:根据目标热化学方程式,调整已知热化学方程式中反应物和生成物的左右位置,改写已知的热化学方程式。
二调:根据改写的热化学方程式调整相应ΔH的符号。
三调:调整中间物质的化学计量数。
一加:将调整好的热化学方程式及其ΔH相加。
(2)运用盖斯定律的三个注意事项。
①热化学方程式乘以某一个数时,反应热的数值必须也乘上该数。
②热化学方程式相加减时,物质之间相加减,反应热也必须相加减。
③将一个热化学方程式颠倒时,ΔH的“+”“-”随之改变,但数值不变。
知识巩固
1.判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。
(1)对一可逆反应加入催化剂,改变了反应途径,反应的ΔH也随之改变。(　　)
(2)在一定条件下,同一反应一步完成与两步完成的焓变相同。(　　)
(4)已知:C(s)+O2(g)══CO2(g)　ΔH1,
2CO(g)+O2(g) ══2CO2(g)　ΔH2。
则2C(s)+O2(g) ══2CO(g)　ΔH3=ΔH1-ΔH2。(　　)
×
√
√
×
2.联氨(N2H4)是一种应用广泛的化工原料,可用作火箭燃料。已知:
②H2O(g)══H2O(l)　ΔH=-44.0 kJ·mol-1
则2N2H4(l)+N2O4(l)══ 3N2(g)+4H2O(g)的ΔH是(　　)。
A.-916.9 kJ·mol-1 B.-458.45 kJ·mol-1
C.+916.9 kJ·mol-1 D.+458.45 kJ·mol-1
A
解析:根据盖斯定律,①×2-②×4可得2N2H4(l)+N2O4(l)══ 3N2(g)+4H2O(g),ΔH=-546.45 kJ·mol-1×2+44.0 kJ·mol-1×4=-916.9 kJ·mol-1。
3.已知C(s)+H2O(g) ══CO(g)+H2(g)　ΔH=a kJ·mol-1
2C(s)+O2(g) ══2CO(g)　ΔH=-220 kJ·mol-1
H—H、O═O和O—H的键能分别为436 kJ·mol-1、496 kJ·mol-1和462 kJ·mol-1,则a为(　　)。
A.-332 B.-118
C.+350 D.+130
D
解析:已知①C(s)+H2O(g)══CO(g)+H2(g)　ΔH=a kJ·mol-1>0,
②2C(s)+O2(g)══2CO(g)　ΔH=-220 kJ·mol-1
①×2-②得:2H2O(g)══O2(g)+2H2(g)　ΔH=(2a+220) kJ·mol-1>0,
4×462-496-2×436=2a+220,解得a=+130。
4.下图是通过热化学循环在较低温度下由水或硫化氢分解制备氢气的反应系统原理。
通过计算,可知系统(Ⅰ)和系统(Ⅱ)制氢的热化学方程式分别为　　　　　　　　　　　　、　 。 制得等量H2所需能量较少的是　　　　。
H2S(g)══ H2(g)+S(s)　ΔH=+20 kJ·mol-1　系统(Ⅱ)
解析:根据盖斯定律,将系统(Ⅰ)中的三个热化学方程式相加可得H2O(l)══H2(g)+ O2(g)　ΔH=[+327+(-151)+110] kJ·mol-1=+286 kJ·mol-1。
将系统(Ⅱ)中的三个热化学方程式相加可得H2S(g)══H2(g)+S(s)　ΔH=[(-151)+110+61] kJ·mol-1=+20 kJ·mol-1。
系统(Ⅱ)制备1 mol H2需要消耗20 kJ能量,而系统(Ⅰ)制备1 mol H2需要消耗286 kJ能量,故系统(Ⅱ)消耗的能量少。
第二环节　关键能力形成
能力点1
运用反应过程-能量图解释或解决反应能量变化问题的能力
整合建构
问题引领
(1)图像中每个物理量的含义是什么 它们之间有何关系
(2)催化剂对图像中的哪些物理量有影响 对哪些物理量无影响
(3)如何通过图像判断一个反应是吸热反应,还是放热反应 利用上述图像提供的信息书写热化学方程式时,需要注意什么问题
点拨(1)图像中E1为正反应活化能或旧键断裂需要吸收的能量,E2为逆反应活化能或新键生成时放出的能量,ΔH为反应焓变或同压条件下反应的反应热,ΔH=E1-E2。
(2)催化剂对图像中E1、E2有影响,加入催化剂,E1、E2同等程度地减小,而对ΔH无影响。
(3)反应物能量低于生成物能量的反应是吸热反应,反之,是放热反应。利用上述图像提供的信息书写热化学方程式时,需要注意热化学方程式中的反应物和生成物的化学计量数和物质的聚集状态。
训练突破
1.(双选)热催化合成氨面临的两难问题
是:采用高温增大反应速率的同时会因平
衡限制导致NH3产率降低。我国科研人
员研制了 Ti-H-Fe双温区催化剂(Ti-H区
域和Fe区域的温度差可超过100 ℃)。
Ti-H-Fe双温区催化合成氨的反应历程如图所示,其中吸附在催化剂表面上的物种用*标注。下列说法正确的是(　　)。
A.①为氮氮三键的断裂过程
B.①②③在高温区发生,④⑤在低温区发生
C.④为N原子由Fe区域向Ti-H区域的传递过程
D.使用Ti-H-Fe双温区催化剂使合成氨反应转变为吸热反应
BC
解析:经历①过程之后氮气分子被催化剂吸附,并没有变成氮原子,A项错误。①为催化剂吸附N2的过程,②为形成过渡态的过程,③为N2解离为N的过程,以上都需要在高温区进行。④⑤在低温区进行是为了增加平衡产率,B项正确。由题中图示可知,过程④完成了Ti-H-Fe-*N到Ti-H-*N-Fe两种过渡态的转化,N原子由Fe区域向Ti-H区域传递,C项正确。化学反应不会因加入催化剂而改变吸、放热情况,D项错误。
2.(2024安徽卷)某温度下,在密闭容器中充入一定量的X(g),发生下列反应: X(g)Y(g)(ΔH1<0),Y(g)Z(g)(ΔH2<0),测得各气体浓度与反应时间的关系如上图所示。
下列反应进程示意图符合题意的是(　　)。
B
解析:由Y曲线可知,Y的量先增加后减少,说明X(g) Y(g)的速率比Y(g)
Z(g)的速率大,即第一个反应的活化能小于第二个反应的活化能,C、D两项错误;由两个反应的焓变均小于0,可知A项错误,B项正确。
能力点2
熟练运用多种方法计算反应热的能力
整合建构
问题引领
(1)利用上述方法计算反应热的过程中,分别需要注意哪些问题
(2)利用盖斯定律计算反应热(ΔH)的解题流程是怎样的
点拨(1)①正确运用求算反应热ΔH的基本计算公式:
ΔH=生成物的总能量-反应物的总能量
ΔH=反应物的总键能之和-生成物的总键能之和
②熟练掌握常见物质中的化学键数目:(以1 mol物质为例,设NA代表阿伏加德罗常数的值)
物质 CO2(C═O) CH4(C—H) P4(P—P) SiO2(Si—O)
键数 2NA 4NA 6NA 4NA
物质 石墨 金刚石 S8(S—S) Si
键数 1.5NA 2NA 8NA 2NA
(2)利用盖斯定律计算反应热(ΔH)的解题流程:
训练突破
1.在25 ℃、101 kPa时,C(s)、H2(g)、CH3COOH(l)的燃烧热分别为393.5 kJ·mol-1、285.8 kJ·mol-1、870.3 kJ·mol-1,则2C(s)+2H2(g)+O2(g)══CH3COOH(l)的反应热ΔH为(　　)。
A.-488.3 kJ·mol-1 B.+488.3 kJ·mol-1
C.-191 kJ·mol-1 D.+191 kJ·mol-1
A
解析:由题知表示各物质燃烧热的热化学方程式分别为①C(s)+O2(g)══CO2(g)　ΔH=-393.5 kJ·mol-1;②H2(g)+ O2(g)══H2O(l)　ΔH=-285.8 kJ·mol-1;③CH3COOH(l)+2O2(g)══2CO2(g)+2H2O(l)　ΔH= -870.3 kJ·mol-1。则2C(s)+2H2(g)+O2(g)══CH3COOH(l)可由反应①×2+②×2-③得到,对应的反应热ΔH为(-393.5 kJ·mol-1)×2+(-285.8 kJ·mol-1) ×2-(-870.3 kJ·mol-1)=-488.3 kJ·mol-1。
2.(1)H2S是煤化工原料气脱硫过程的重要中间体。反应原理为:
ⅰ.COS(g)+H2(g)══H2S(g)+CO(g)　ΔH=+7 kJ·mol-1;
ⅱ.CO(g)+H2O(g)══CO2(g)+H2(g)　ΔH=-42 kJ·mol-1。
已知:断裂1 mol分子中的化学键所需吸收的能量如表所示。
表中x=　　　　。
(2)已知几种化学键的键能数据如表所示(亚硝酰氯的结构为Cl—N═O):
则反应2NO(g)+Cl2(g)══2ClNO(g)的ΔH和a的关系为ΔH=　　　　。
答案:(1)1 076　(2)(289-2a) kJ·mol-1
解析:(1)反应热=反应物总键能-生成物总键能,对于反应ⅰ,ΔH=(1 319 +442-678-x) kJ·mol-1=+7 kJ·mol-1,解得x=1 076[或利用反应ⅱ进行计算,ΔH=(x+930-1 606-442) kJ·mol-1=-42 kJ·mol-1,解得x=1 076]。
(2)根据ΔH=反应物总键能-生成物总键能,知ΔH=2×630 kJ·mol-1+243 kJ·mol-1-2×(a kJ·mol-1+607 kJ·mol-1)=(289-2a) kJ·mol-1。
3.(2023新课标卷节选)氨是最重要的化学品之一,我国目前氨的生产能力位居世界首位。回答下列问题:
图1　能量转换关系
(2)研究表明,合成氨反应在Fe催化剂上可能通过图2机理进行(*表示催化剂表面吸附位,N2*表示被吸附于催化剂表面的N2)。判断上述反应机理中,速率控制步骤(即速率最慢步骤)为　　　　　(填步骤前的标号),理由是
　 　。
答案:(1)-45　
(2)(ⅱ)　N2分子中N≡N键能很高,解离为N原子所需能量最多
解析:(1)根据盖斯定律:
ΔH=(473+654) kJ·mol-1-(339+397+436) kJ·mol-1=-45 kJ·mol-1
(2)速率控制步骤为吸热最大的步骤,由于N≡N键能大,断裂难,故(ⅱ)为该反应的速率控制步骤。
能力点3
快速准确书写热化学方程式或判断其正误的能力
整合建构
书写热化学方程式的注意事项
问题引领
书写完热化学方程式后检查正误或判断热化学方程式的正误时,一般从哪几个方面进行
点拨判断热化学方程式正误的“四审”:
训练突破
1.依据事实写出下列反应的热化学方程式。
(1)SiH4是一种无色气体,遇到空气能发生爆炸性自燃,生成SiO2和液态H2O。已知室温下2 g SiH4自燃放出热量89.2 kJ。SiH4自燃的热化学方程式为 　。
(2)在25 ℃、101 kPa下,一定质量的无水乙醇完全燃烧时放出热量Q kJ,其燃烧生成的CO2用过量饱和石灰水吸收可得100 g CaCO3沉淀,则乙醇燃烧的热化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(3)Si与Cl两元素的单质反应生成1 mol Si的最高价化合物,恢复至室温,放热687 kJ,已知该化合物的熔、沸点分别为-69 ℃和58 ℃。写出该反应的热化学方程式:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(4)CuCl(s)与O2反应生成CuCl2(s)和一种黑色固体。在25 ℃、101 kPa下,已知该反应每消耗1 mol CuCl(s),放热44.4 kJ,该反应的热化学方程式是 　。
(5)化合物AX3和单质X2在一定条件下反应可生成化合物AX5。
已知AX3的熔点和沸点分别为-93.6 ℃和76 ℃,AX5的熔点为167 ℃。室温时AX3与气体X2反应生成1 mol AX5,放出热量123.8 kJ。该反应的热化学方程式为　 。
答案:(1)SiH4(g)+2O2(g)══SiO2(s)+2H2O(l)　ΔH=-1 427.2 kJ·mol-1
(2)C2H5OH(l)+3O2(g)══2CO2(g)+3H2O(l)　ΔH=-2Q kJ·mol-1
(3)Si(s)+2Cl2(g)══SiCl4(l)　ΔH=-687 kJ·mol-1
(4)4CuCl(s)+O2(g)══2CuCl2(s)+2CuO(s)　ΔH=-177.6 kJ·mol-1
(5)AX3(l)+X2(g)══AX5(s)　ΔH=-123.8 kJ·mol-1
2.(1)工业上制取硝酸铵的流程图如下所示:
已知:4NO(g)+4NH3(g)+O2(g)══4N2(g)+6H2O(g)　ΔH=-1 745.2 kJ·mol-1;
6NO(g)+4NH3(g)══5N2(g)+6H2O(g)　ΔH=-1 925.2 kJ·mol-1。
则反应Ⅰ的热化学方程式可表示为 　 。
答案:(1)4NH3(g)+5O2(g)══4NO(g)+6H2O(g)　ΔH=-1 025.2 kJ·mol-1
解析:(1)将已知的两个热化学方程式从上到下依次标记为①和②,根据盖斯定律由①×5-②×4得:4NH3(g)+5O2(g)══4NO(g)+6H2O(g)　
ΔH=-1 025.2 kJ·mol-1。
能力点4
快速准确比较反应焓变大小的能力
整合建构
1.根据反应规律和影响ΔH大小的因素直接比较反应热的大小
(1)比较“反应热”或ΔH的大小时,必须带“+”“-”符号;比较反应吸收或放出的热量时,只需比较数值大小即可。
(2)参加反应的物质的物质的量不同,则反应热的数值也会发生相应的变化,如1 mol H2完全燃烧生成液态水时放出285.8 kJ的热量,2 mol H2完全燃烧生成液态水时则放出571.6 kJ的热量。
(3)同一反应中物质的聚集状态不同,反应热数值大小也不同。例如,S(g)+O2(g)══SO2(g)　ΔH1=-Q1,S(s)+O2(g)══SO2(g)　ΔH2=-Q2,前者可以理解成固态硫变成气态硫后再发生变化,而由固态到气态是需要吸收能量的,所以Q1>Q2、ΔH1<ΔH2,故当同一反应中只由于聚集状态不同比较热量的大小时,反应物为固态时放出的热量少,当生成物为固态时放出的热量多。
(4)已知H+(aq)+OH-(aq)══H2O(l)　ΔH=-57.3 kJ·mol-1。当酸为浓硫酸时,由于浓硫酸稀释过程放热,此时生成1 mol H2O放出热量大于57.3 kJ。
2.根据反应进行的程度比较反应热的大小
对于可逆反应,如3H2(g)+N2(g) 2NH3(g)　ΔH=-92.4 kJ·mol-1,是指一定条件下生成2 mol NH3时放出92.4 kJ的热量,而不是指3 mol H2和1 mol N2混合在一定条件下反应就可放出92.4 kJ的热量,实际上3 mol H2和1 mol N2混合在一定条件下反应放出的热量小于92.4 kJ,因为该反应的反应物不能完全转化为生成物。
问题引领
如何利用盖斯定律比较反应热的大小
点拨(1)同一反应生成物状态不同时:
A(g)+B(g)══C(g)　ΔH1<0
A(g)+B(g)══C(l)　ΔH2<0
因为C(g)══C(l)　ΔH3<0,而
ΔH3=ΔH2-ΔH1<0,则ΔH2<ΔH1。
(2)同一反应物状态不同时:
S(s)+O2(g)══SO2(g)　ΔH1<0
S(g)+O2(g)══SO2(g)　ΔH2<0
ΔH3+ΔH2=ΔH1,ΔH3=ΔH1-ΔH2,ΔH3>0,则ΔH1>ΔH2。
(3)两个有联系的不同反应相比:
C(s)+O2(g)══CO2(g)　ΔH1<0
ΔH2+ΔH3=ΔH1,ΔH3=ΔH1-ΔH2,ΔH3<0,则ΔH1<ΔH2。
训练突破
比较下列各组热化学方程式中ΔH的大小(填“>”“<”或“=”)。
①2P(s)+5Cl2(g)══2PCl5(g)　ΔH1
2P(g)+5Cl2(g)══2PCl5(g)　ΔH2
ΔH1　　　ΔH2;
②CH3COOH(aq)+NaOH(aq)══CH3COONa(aq)+H2O(l)　ΔH3
HCl(aq)+NaOH(aq)══NaCl(aq)+H2O(l)　ΔH4
ΔH3　　　　ΔH4;
2H2(g)+O2(g)══2H2O(l)　ΔH6
ΔH5　　　ΔH6;
④CaCO3(s)══CaO(s)+CO2(g)　ΔH7
CaO(s)+H2O(l)══Ca(OH)2(s)　ΔH8
ΔH7　　　ΔH8。
答案:①>　②>　③>　④>
解析:对于①组可以借助盖斯定律来比较:将两式相减得P(s)══P(g)　ΔH=ΔH1-ΔH2>0(固态磷变为气态磷是吸热过程),所以ΔH1>ΔH2(气态磷比固态磷燃烧放出的热量多);对于②组,CH3COOH电离需要吸收热量,所以前者放出的热量少,|ΔH3|<|ΔH4|,但ΔH3、ΔH4均小于0,所以ΔH3>ΔH4;对于③组,ΔH6=2ΔH5<0,所以ΔH5>ΔH6;对于④组,石灰石的分解是吸热反应,而生石灰与水的化合是放热反应,即ΔH7>0、ΔH8<0,所以ΔH7>ΔH8。
第三环节　核心素养提升
【高考真题剖析】
【例题】 (双选)(2020山东卷)1,3-丁二烯与HBr发生加成反应分两步:第一步H+进攻1,3-丁二烯生成碳正离子( );第二步Br-进攻碳正离子完成1,2-加成或1,4-加成。反应进程中的能量变化如图所示。已知在0 ℃和40 ℃时,1,2-加成产物与1,4-加成产物的比例分别为70∶30和15∶85。下列说法正确的是(　　)。
A.1,4-加成产物比1,2-加成产物稳定
B.与0 ℃相比,40 ℃时1,3-丁二烯的
转化率增大
C.从0 ℃升至40 ℃,1,2-加成正反应速率增大,1,4-加成正反应速率减小
D.从0 ℃升至40 ℃,1,2-加成正反应速率的增大程度小于其逆反应速率的增大程度
AD
【核心素养考查点剖析】本题主要考查反应的过程与能量的变化以及图像的分析与识别。题目的难度较大,考查考生的“变化观念和平衡思想”。
解析:本题考查了核心素养中的“变化观念与平衡思想”,要求从原理上认识化学变化的本质和特征。从反应过程图上看,1,2-加成产物的能量高于1,4-加成产物的能量,所以1,4-加成产物稳定,A项正确;1,3-丁二烯与HBr反应转化为1,2-加成产物或1,4-加成产物,所以无法比较0 ℃、40 ℃时1,3-丁二烯转化率的大小,B项错误;C项,升高温度可以增大反应速率,因此1,4-加成反应速率不会减小,C项错误;D项,从0 ℃和40 ℃时1,2-加成产物与1,4-加成产物的比例可以看出,升高温度时,1,2-加成反应明显慢于1,4-加成反应,所以1,2-加成反应的正反应速率增大程度小于其逆反应的增大程度。
【典题训练】
(2021山东卷)18O标记的乙酸甲酯在足量NaOH溶液中发生水解,部分反应历程可表示为:
下列说法正确的是(　　)。
A.反应Ⅱ、Ⅲ为决速步
B.反应结束后,溶液中存在18OH-
C.反应结束后,溶液中存在CH318OH-
D.反应Ⅰ与反应Ⅳ活化能的差值等于图示总反应的焓变
B
解析:一般来说,反应的活化能越高,反应速率越慢,一个反应的反应速率由慢的步骤决定,由图可知,反应Ⅰ和反应Ⅳ的活化能较高,因此反应的决速步为反应Ⅰ、Ⅳ,A项错误。
【新情境模拟训练】
阅读下面材料,然后回答问题。
我国科研人员提出了由CO2和CH4
转化为高附加值产品CH3COOH(g)的
催化反应历程。该历程示意图如下。
(1)下列说法不正确的是　　　　。
A.生成CH3COOH总反应的原子利用率为100%
B.该催化剂可有效提高反应物的平衡转化率
C.①→②放出能量并形成了C—C
D.CH4→CH3COOH过程中,有C—H发生断裂
(2)由CO2和CH4转化为CH3COOH的催化反应为　　　　(填“吸热”或“放热”)反应,该反应的热化学方程式为　 　　　　　　　　　。
答案:(1)B　
(2)放热　CO2(g)+CH4(g)══CH3COOH(g)　ΔH=(E2-E1) kJ·mol-1