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第二节 反应热的计算
目 标 素 养
1.了解盖斯定律的内容,了解其在科学研究中的意义。
2.能用热化学方程式和盖斯定律进行有关反应热的简单计算。
知 识 概 览
一、盖斯定律
1.一个化学反应,不管是 一步 完成的还是 分几步 完成的,其反应热是相同的。这就是盖斯定律。
2.特点。
(1)反应的热效应只与始态、终态有关,
与途径无关。
(2)反应热总值一定,如下图表示始态到
终态的反应热。
则ΔH=ΔH1+ΔH2=ΔH3+ΔH4+ΔH5。
3.应用。
(1)有些化学反应进行得 很慢 ,有些化学反应不容易
直接发生 ,有些化学反应往往伴有副反应发生,直接测定这些化学反应的反应热很困难。利用盖斯定律,可以间接地计算出其反应热。
根据盖斯定律可得ΔH1= ΔH3+ΔH2 ,
则ΔH3= ΔH1-ΔH2 。
微判断 (1)所有反应的反应热都可以通过实验直接测定。
( )
(2)一个化学反应一步完成比分几步完成经过的步骤少,放出的热量也少。( )
(3)不同的热化学方程式,因反应的物质不同,热化学方程式之间不能相加减。( )
(4)对于某可逆反应,其正、逆反应的反应热的数值相等,符号相反。( )
×
×
×
√
(5)利用盖斯定律可计算出有副反应发生的反应的反应热。
( )
√
微训练1 已知化学反应的热效应只与反应物的初始状态和生成物的最终状态有关,如图甲所示: ΔH1=ΔH2+ΔH3。根据上述原理和图乙所示,
判断下列各对应的反应热关系中不正确的是( )。
A.A―→F ΔH=-ΔH6
B.A―→D ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3
C.ΔH1+ΔH2+ΔH3+ΔH4+ΔH5+ΔH6=0
D.ΔH1+ΔH6=ΔH2+ΔH3+ΔH4+ΔH5
答案:D
解析:A―→F与F―→A互为逆反应,则反应热数值相等,符号相反,A项正确;根据盖斯定律和能量守恒定律可知,B、C两项正确;ΔH1+ΔH6=-(ΔH2+ΔH3+ΔH4+ΔH5),D项错误。
二、反应热的计算
1.依据热化学方程式:反应热的绝对值与各物质的物质的量成正比,依据热化学方程式中的ΔH求反应热,如
aA(g)+ bB(g)══cC(g)+ dD(g) ΔH
a b c d |ΔH|
n(A) n(B) n(C) n(D) Q
2.依据盖斯定律:可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH相加或相减,得到一个新的热化学方程式,同时反应热也作相应的改变。
3.依据反应物断键吸收热量Q吸与生成物成键放出热量Q放进行计算:ΔH= Q吸-Q放 。
4.依据反应物的总能量E反应物和生成物的总能量E生成物进行计算:ΔH= E生成物-E反应物 。
5.依据物质的燃烧热ΔH计算:Q放= n可燃物×|ΔH| 。
6.依据比热公式计算:Q= cmΔT 。
微训练2 1.已知:
①2H2(g)+O2(g)══2H2O(g) ΔH1
②3H2(g)+Fe2O3(s)══2Fe(s)+3H2O(g) ΔH2
③2Fe(s)+ O2(g)══Fe2O3(s) ΔH3
④2Al(s)+ O2(g)══Al2O3(s) ΔH4
⑤2Al(s)+Fe2O3(s)══Al2O3(s)+2Fe(s) ΔH5
下列关于上述反应焓变的判断正确的是( )。
A.ΔH1<0,ΔH3>0 B.ΔH5<0,ΔH4-ΔH3<0
C.ΔH1=ΔH2+ΔH3 D.ΔH3=ΔH4+ΔH5
答案:B
解析:燃烧反应都是放热反应,故ΔH3<0,A项错误;反应⑤是铝热反应,显然是放热反应,ΔH5<0,由反应④-反应③可得反应⑤,即ΔH5=ΔH4-ΔH3<0,B项正确,D项错误;由反应②+反应③可得反应3H2(g)+ O2(g)══3H2O(g),故ΔH1= (ΔH2+ΔH3),C项错误。
2.已知碳的燃烧热为394 kJ·mol-1,计算完全燃烧3 g碳放出的热量。
答案:98.5 kJ
解析:3 g碳的物质的量为n(C)= =0.25 mol,完全燃烧放出的热量为394 kJ·mol-1×0.25 mol=98.5 kJ。
一、反应热的计算方法
问题探究
已知:
①H2(g)+ O2(g)══H2O(g) ΔH1=-241.8 kJ·mol-1
②H2O(g)══H2O(l) ΔH2=-44 kJ·mol-1
根据①和②,如何求出氢气的燃烧热
提示:要计算H2的燃烧热,即求热化学方程式H2(g)+ O2(g) ══H2O(l)的反应热。根据盖斯定律知:
ΔH=ΔH1+ΔH2=(-241.8 kJ·mol-1)+(-44 kJ·mol-1)
=-285.8 kJ·mol-1。
归纳总结
1.虚拟路径法。如C(金刚石,s)══C(石墨,s) ΔH,可设置如图路径,根据盖斯定律可得:ΔH1=ΔH+ΔH2,即ΔH=ΔH1-ΔH2。
2.加合法。运用所给热化学方程式通过加减的方法得到目标热化学方程式。
例如,已知①P4(白磷,s)+5O2(g)══ P4O10(s) ΔH1,
求P4(白磷,s)══4P(红磷,s)的反应热ΔH。根据盖斯定律,由①-②×4得P4(白磷,s)══4P(红磷,s),其反应热ΔH=ΔH1-4ΔH2。
典例剖析
【例1】 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 。
答案:H2O(l) ══ H2(g)+ O2(g) ΔH=+286 kJ·mol-1
H2S(g)══H2(g)+S(s) ΔH=+20 kJ·mol-1
系统(Ⅱ)
解析:根据盖斯定律,由①+②+③可得系统(Ⅰ)的热化学方程式:
H2O(l)══H2(g)+ O2(g) ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3
=+327 kJ·mol-1-151 kJ·mol-1+110 kJ·mol-1=+286 kJ·mol-1
同理,由②+③+④可得系统(Ⅱ)的热化学方程式:
H2S(g)══H2(g)+S(s) ΔH=ΔH2+ΔH3+ΔH4=-151 kJ·mol-1 +110 kJ·mol-1+61 kJ·mol-1=+20 kJ·mol-1
由所得两热化学方程式可知,制得等量H2所需能量较少的是系统(Ⅱ)。
学以致用
1.已知:①2Zn(s)+O2(g)══2ZnO(s)
ΔH=-701.0 kJ·mol-1;
②2Hg(l)+O2(g)══2HgO(s)
ΔH=-181.6 kJ·mol-1。
反应Zn(s)+HgO(s)══ZnO(s)+Hg(l)的ΔH为( )。
A.+519.4 kJ·mol-1 B.-259.7 kJ·mol-1
C.+259.7 kJ·mol-1 D.-519.4 kJ·mol-1
答案:B
2.已知:
2ΔH1-3ΔH2-ΔH3
解析:根据盖斯定律,由①×2-②×3-③可得: As2O5(s)+3H2O(l)══2H3AsO4(s) ΔH=2ΔH1-3ΔH2-ΔH3。
二、反应热大小的比较
问题探究
对于下列两个放热反应,比较放出热量(Q)的多少和比较反应热(ΔH)的大小有什么不同
H2(g)+Cl2(g)══2HCl(g) ΔH1=-Q1 kJ·mol-1
H2(g)+Br2(g)══2HBr(g) ΔH2=-Q2 kJ·mol-1
提示:比较放出热量(Q)的多少是比较数值的大小,其中Q1>Q2;放热反应的反应热(ΔH)为负值,数值越大,反应热越小,反应放出的热量越多,因此ΔH1<ΔH2。
归纳总结
1.与“符号”相关的反应热的比较。
对于放热反应来说,ΔH=-Q kJ·mol-1,虽然“-”仅表示放热的意思,但在比较大小时要将其看成真正意义上的“负号”,即放热越多,ΔH反而越小。
2.与“化学计量数”相关的反应热的比较。
例如,
H2(g)+ O2(g)══H2O(l) ΔH1=-a kJ·mol-1,
2H2(g)+O2(g)══2H2O(l) ΔH2=-b kJ·mol-1,aΔH2。
3.与“物质聚集状态”相关的反应热的比较。
(1)反应物相同,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,则ΔH3=ΔH2-ΔH1,所以ΔH2<ΔH1。
(2)生成物相同,反应物状态不同时。
S(g)+O2(g)══SO2(g) ΔH1<0,
S(s)+O2(g)══SO2(g) ΔH2<0。
ΔH2+ΔH3=ΔH1,则ΔH3=ΔH1-ΔH2,
因为ΔH2+ΔH3=ΔH1,则ΔH3=ΔH1-ΔH2,
又因ΔH3<0,所以ΔH1<ΔH2。
典例剖析
【例2】 在同温同压下,下列各组热化学方程式中,Q2>Q1的是( )。
A.2H2(g)+O2(g)══2H2O(l) ΔH=-Q1 kJ·mol-1
2H2(g)+O2(g)══2H2O(g) ΔH=-Q2 kJ·mol-1
B.S(g)+O2(g)══SO2(g) ΔH=-Q1 kJ·mol-1
S(s)+O2(g)══SO2(g) ΔH=-Q2 kJ·mol-1
C.C(s)+ O2(g)══CO(g) ΔH=-Q1 kJ·mol-1
C(s)+O2(g)══CO2(g) ΔH=-Q2 kJ·mol-1
D.H2(g)+Cl2(g)══2HCl(g) ΔH=-Q1 kJ·mol-1
H2(g)+ Cl2(g)══HCl(g) ΔH=-Q2 kJ·mol-1
答案:C
解析:A项中的反应可虚拟为
,根据盖斯定律
Q1=Q2+Q,故Q1>Q2。C项中的反应可虚拟为, 则Q2=Q1+Q,故Q2>Q1。D项中Q1=2Q2,即Q1>Q2。
B项中的反应可虚拟为
,则Q2=Q1-Q,
故Q1>Q2。
C项中的反应可虚拟为
,则Q2=Q1+Q,
故Q2>Q1。D项中Q1=2Q2,即Q1>Q2。
学以致用
3.下列反应的ΔH最大的是( )。
A.CH4(g)+2O2(g)══CO2(g)+2H2O(l)
B.CH4(g)+ O2(g)══CO(g)+2H2O(g)
C.2CH4(g)+4O2(g)══2CO2(g)+4H2O(g)
D.CH4(g)+2O2(g)══CO2(g)+2H2O(g)
答案:B
解析:甲烷燃烧是放热反应,ΔH为负值。H2O(g)―→H2O(l)要放出热量,ΔH:A项
①4P(红磷,s)+5O2(g)══2P2O5(s) ΔH1
②P4(白磷,s)+5O2(g)══2P2O5(s) ΔH2
则ΔH1与ΔH2的关系正确的是( )。
A.ΔH1=ΔH2
B.ΔH1>ΔH2
C.ΔH1<ΔH2
D.无法确定
答案:B
解析:根据题目信息,由反应①减去反应②可得,
4P(红磷,s)══P4(白磷,s),
ΔH=ΔH1-ΔH2=+18.39 kJ·mol-1×4=+73.56 kJ·mol-1>0,
故ΔH1>ΔH2,B项正确。
易错提醒 (1)比较反应热的大小时,不能只比较ΔH数值的大小,应带“+”“-”进行比较。 (2)可逆反应不能进行到底,实际反应放出或吸收的热量小于热化学方程式中反应热的绝对值。 (3)对于放热反应,可利用状态不同迅速比较反应热的大小。当反应物状态相同,生成物状态不同时,生成固体放热最多,生成气体放热最少;当反应物状态不同,生成物状态相同时,反应物为固体时反应放热最少,反应物为气体时反应放热最多。
1.下列关于盖斯定律的说法不正确的是( )。
A.一个化学反应,不管是一步完成的还是分几步完成的,其反应热相同
B.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
C.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
D.根据盖斯定律,热化学方程式中ΔH直接相加即可得总反应热
D
解析:利用盖斯定律,需对热化学方程式通过“+”“-”“×”“÷”等四则运算,进而计算总反应热。
2.“世上无难事,九天可揽月”,我国的航空航天事业取得了举世瞩目的成就。碳酰肼类化合物[Mn(L)3](ClO4)2是一种优良的含能材料,可作为火箭推进剂的组分,其相关反应的能量变化如图所示,已知ΔH2=-299 kJ·mol-1,则ΔH1为( )。
A.-1 389 kJ·mol-1
B.-1 334 kJ·mol-1
C.-1 703 kJ·mol-1
D.-1 563 kJ·mol-1
答案:C
解析:由盖斯定律可知,
ΔH1=2ΔH2+ΔH3-ΔH4=2×(-299 kJ·mol-1)+(-1 018 kJ·mol-1)-(+87 kJ·mol-1)=-1 703 kJ·mol-1。
3.通常人们把拆开1 mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能。键能的大小可以用于估算化学反应的反应热(ΔH),化学反应的ΔH等于反应中断裂旧化学键的键能之和与反应中形成新化学键的键能之和的差。
化学键 H—H Cl—Cl H—Cl
形成1 mol化学键
时放出的能量 436 kJ 243 kJ 431 kJ
则下列热化学方程式不正确的是( )。
答案:C
解析:ΔH=反应物的键能之和-生成物的键能之和。A项反应的反应热ΔH= (436 kJ·mol-1+243 kJ·mol-1)-431 kJ·mol-1=
-91.5 kJ·mol-1,A项正确;B项反应的反应热ΔH=(436 kJ·mol-1 +243 kJ·mol-1)-2×431 kJ·mol-1=-183 kJ·mol-1,B项正确;C项反应的反应热ΔH=431 kJ·mol-1- ×(436 kJ·mol-1+243 kJ·mol-1)=+91.5 kJ·mol-1,C项错误;D项反应的反应热ΔH=2×431 kJ·mol-1-(436 kJ·mol-1+243 kJ·mol-1)=+183 kJ·mol-1,D项正确。
4.在同温、同压下,下列三个反应放出的热量分别用a、b、c表示,则a、b、c的关系是( )。
①2H2(g)+O2(g)══2H2O(g) ΔH=-a kJ·mol-1
②2H2(g)+O2(g)══2H2O(l) ΔH=-b kJ·mol-1
③H2(g)+ O2(g)══H2O(g) ΔH=-c kJ·mol-1
A.a>b,b=2c B.a=b=c
C.a
解析:三个反应虽均表示H2和O2的反应,但由于反应物的用量不同,生成物的聚集状态不同,三个反应的反应热各不相同。反应①和②分别表示2 mol H2(g)燃烧生成2 mol H2O(g)、H2O(l)放出的热量,由于同温、同压下,2 mol H2O(g)转变成2 mol H2O(l)时要放出热量,故a
①Sn(白锡,s)+2HCl(aq)══SnCl2(aq)+H2(g) ΔH1
②Sn(灰锡,s)+2HCl(aq)══SnCl2(aq)+H2(g) ΔH2
③Sn(灰锡,s) Sn(白锡,s) ΔH3=+2.1 kJ·mol-1
下列说法正确的是( )。
A.ΔH1>ΔH2
B.锡在常温下以灰锡状态存在
C.灰锡转化为白锡的反应是放热反应
D.锡制器皿长期处于低于13.2 ℃的环境中,会自行毁坏
答案:D
解析:根据③Sn(灰锡,s) Sn(白锡,s) ΔH3=+2.1 kJ·mol-1,则②-①=③,所以ΔH2-ΔH1=ΔH3>0,所以ΔH1<ΔH2,A项错误;根据③Sn(灰锡,s) Sn(白锡,s),当温度>13.2 ℃时,灰锡转化为白锡,则锡在常温下以白锡状态存在,B项错误;根据ΔH3=+2.1 kJ·mol-1,焓变大于0,所以灰锡转为白锡的反应是吸热反应,C项错误;根据③,当温度<13.2 ℃时,白锡转化为灰锡,灰锡通常以粉末状存在,会自行毁坏,D项正确。
6.甲醇既是重要的化工原料,又可作为燃料。利用CO和H2在催化剂作用下合成甲醇,发生反应如下:CO(g)+2H2(g) CH3OH(g) ΔH。(已知CO结构式为C≡O)
已知反应中相关的化学键键能数据如下:
由此计算ΔH= kJ·mol-1。
答案:-99
化学键 H—H C—O C≡O H—O C—H
E/(kJ·mol-1) 436 343 1 076 465 413
解析:根据键能与反应热的关系可知,ΔH=反应物的键能之和
-生成物的键能之和=(1 076 kJ·mol-1+2×436 kJ·mol-1)-(413 kJ·mol-1×3+343 kJ·mol-1+465 kJ·mol-1)=-99 kJ·mol-1。
第二节 反应热的计算
目 标 素 养
1.了解盖斯定律的内容,了解其在科学研究中的意义。
2.能用热化学方程式和盖斯定律进行有关反应热的简单计算。
知 识 概 览
一、盖斯定律
1.一个化学反应,不管是 一步 完成的还是 分几步 完成的,其反应热是相同的。这就是盖斯定律。
2.特点。
(1)反应的热效应只与始态、终态有关,
与途径无关。
(2)反应热总值一定,如下图表示始态到
终态的反应热。
则ΔH=ΔH1+ΔH2=ΔH3+ΔH4+ΔH5。
3.应用。
(1)有些化学反应进行得 很慢 ,有些化学反应不容易
直接发生 ,有些化学反应往往伴有副反应发生,直接测定这些化学反应的反应热很困难。利用盖斯定律,可以间接地计算出其反应热。
根据盖斯定律可得ΔH1= ΔH3+ΔH2 ,
则ΔH3= ΔH1-ΔH2 。
微判断 (1)所有反应的反应热都可以通过实验直接测定。
( )
(2)一个化学反应一步完成比分几步完成经过的步骤少,放出的热量也少。( )
(3)不同的热化学方程式,因反应的物质不同,热化学方程式之间不能相加减。( )
(4)对于某可逆反应,其正、逆反应的反应热的数值相等,符号相反。( )
×
×
×
√
(5)利用盖斯定律可计算出有副反应发生的反应的反应热。
( )
√
微训练1 已知化学反应的热效应只与反应物的初始状态和生成物的最终状态有关,如图甲所示: ΔH1=ΔH2+ΔH3。根据上述原理和图乙所示,
判断下列各对应的反应热关系中不正确的是( )。
A.A―→F ΔH=-ΔH6
B.A―→D ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3
C.ΔH1+ΔH2+ΔH3+ΔH4+ΔH5+ΔH6=0
D.ΔH1+ΔH6=ΔH2+ΔH3+ΔH4+ΔH5
答案:D
解析:A―→F与F―→A互为逆反应,则反应热数值相等,符号相反,A项正确;根据盖斯定律和能量守恒定律可知,B、C两项正确;ΔH1+ΔH6=-(ΔH2+ΔH3+ΔH4+ΔH5),D项错误。
二、反应热的计算
1.依据热化学方程式:反应热的绝对值与各物质的物质的量成正比,依据热化学方程式中的ΔH求反应热,如
aA(g)+ bB(g)══cC(g)+ dD(g) ΔH
a b c d |ΔH|
n(A) n(B) n(C) n(D) Q
2.依据盖斯定律:可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH相加或相减,得到一个新的热化学方程式,同时反应热也作相应的改变。
3.依据反应物断键吸收热量Q吸与生成物成键放出热量Q放进行计算:ΔH= Q吸-Q放 。
4.依据反应物的总能量E反应物和生成物的总能量E生成物进行计算:ΔH= E生成物-E反应物 。
5.依据物质的燃烧热ΔH计算:Q放= n可燃物×|ΔH| 。
6.依据比热公式计算:Q= cmΔT 。
微训练2 1.已知:
①2H2(g)+O2(g)══2H2O(g) ΔH1
②3H2(g)+Fe2O3(s)══2Fe(s)+3H2O(g) ΔH2
③2Fe(s)+ O2(g)══Fe2O3(s) ΔH3
④2Al(s)+ O2(g)══Al2O3(s) ΔH4
⑤2Al(s)+Fe2O3(s)══Al2O3(s)+2Fe(s) ΔH5
下列关于上述反应焓变的判断正确的是( )。
A.ΔH1<0,ΔH3>0 B.ΔH5<0,ΔH4-ΔH3<0
C.ΔH1=ΔH2+ΔH3 D.ΔH3=ΔH4+ΔH5
答案:B
解析:燃烧反应都是放热反应,故ΔH3<0,A项错误;反应⑤是铝热反应,显然是放热反应,ΔH5<0,由反应④-反应③可得反应⑤,即ΔH5=ΔH4-ΔH3<0,B项正确,D项错误;由反应②+反应③可得反应3H2(g)+ O2(g)══3H2O(g),故ΔH1= (ΔH2+ΔH3),C项错误。
2.已知碳的燃烧热为394 kJ·mol-1,计算完全燃烧3 g碳放出的热量。
答案:98.5 kJ
解析:3 g碳的物质的量为n(C)= =0.25 mol,完全燃烧放出的热量为394 kJ·mol-1×0.25 mol=98.5 kJ。
一、反应热的计算方法
问题探究
已知:
①H2(g)+ O2(g)══H2O(g) ΔH1=-241.8 kJ·mol-1
②H2O(g)══H2O(l) ΔH2=-44 kJ·mol-1
根据①和②,如何求出氢气的燃烧热
提示:要计算H2的燃烧热,即求热化学方程式H2(g)+ O2(g) ══H2O(l)的反应热。根据盖斯定律知:
ΔH=ΔH1+ΔH2=(-241.8 kJ·mol-1)+(-44 kJ·mol-1)
=-285.8 kJ·mol-1。
归纳总结
1.虚拟路径法。如C(金刚石,s)══C(石墨,s) ΔH,可设置如图路径,根据盖斯定律可得:ΔH1=ΔH+ΔH2,即ΔH=ΔH1-ΔH2。
2.加合法。运用所给热化学方程式通过加减的方法得到目标热化学方程式。
例如,已知①P4(白磷,s)+5O2(g)══ P4O10(s) ΔH1,
求P4(白磷,s)══4P(红磷,s)的反应热ΔH。根据盖斯定律,由①-②×4得P4(白磷,s)══4P(红磷,s),其反应热ΔH=ΔH1-4ΔH2。
典例剖析
【例1】 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 。
答案:H2O(l) ══ H2(g)+ O2(g) ΔH=+286 kJ·mol-1
H2S(g)══H2(g)+S(s) ΔH=+20 kJ·mol-1
系统(Ⅱ)
解析:根据盖斯定律,由①+②+③可得系统(Ⅰ)的热化学方程式:
H2O(l)══H2(g)+ O2(g) ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3
=+327 kJ·mol-1-151 kJ·mol-1+110 kJ·mol-1=+286 kJ·mol-1
同理,由②+③+④可得系统(Ⅱ)的热化学方程式:
H2S(g)══H2(g)+S(s) ΔH=ΔH2+ΔH3+ΔH4=-151 kJ·mol-1 +110 kJ·mol-1+61 kJ·mol-1=+20 kJ·mol-1
由所得两热化学方程式可知,制得等量H2所需能量较少的是系统(Ⅱ)。
学以致用
1.已知:①2Zn(s)+O2(g)══2ZnO(s)
ΔH=-701.0 kJ·mol-1;
②2Hg(l)+O2(g)══2HgO(s)
ΔH=-181.6 kJ·mol-1。
反应Zn(s)+HgO(s)══ZnO(s)+Hg(l)的ΔH为( )。
A.+519.4 kJ·mol-1 B.-259.7 kJ·mol-1
C.+259.7 kJ·mol-1 D.-519.4 kJ·mol-1
答案:B
2.已知:
2ΔH1-3ΔH2-ΔH3
解析:根据盖斯定律,由①×2-②×3-③可得: As2O5(s)+3H2O(l)══2H3AsO4(s) ΔH=2ΔH1-3ΔH2-ΔH3。
二、反应热大小的比较
问题探究
对于下列两个放热反应,比较放出热量(Q)的多少和比较反应热(ΔH)的大小有什么不同
H2(g)+Cl2(g)══2HCl(g) ΔH1=-Q1 kJ·mol-1
H2(g)+Br2(g)══2HBr(g) ΔH2=-Q2 kJ·mol-1
提示:比较放出热量(Q)的多少是比较数值的大小,其中Q1>Q2;放热反应的反应热(ΔH)为负值,数值越大,反应热越小,反应放出的热量越多,因此ΔH1<ΔH2。
归纳总结
1.与“符号”相关的反应热的比较。
对于放热反应来说,ΔH=-Q kJ·mol-1,虽然“-”仅表示放热的意思,但在比较大小时要将其看成真正意义上的“负号”,即放热越多,ΔH反而越小。
2.与“化学计量数”相关的反应热的比较。
例如,
H2(g)+ O2(g)══H2O(l) ΔH1=-a kJ·mol-1,
2H2(g)+O2(g)══2H2O(l) ΔH2=-b kJ·mol-1,a
3.与“物质聚集状态”相关的反应热的比较。
(1)反应物相同,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,则ΔH3=ΔH2-ΔH1,所以ΔH2<ΔH1。
(2)生成物相同,反应物状态不同时。
S(g)+O2(g)══SO2(g) ΔH1<0,
S(s)+O2(g)══SO2(g) ΔH2<0。
ΔH2+ΔH3=ΔH1,则ΔH3=ΔH1-ΔH2,
因为ΔH2+ΔH3=ΔH1,则ΔH3=ΔH1-ΔH2,
又因ΔH3<0,所以ΔH1<ΔH2。
典例剖析
【例2】 在同温同压下,下列各组热化学方程式中,Q2>Q1的是( )。
A.2H2(g)+O2(g)══2H2O(l) ΔH=-Q1 kJ·mol-1
2H2(g)+O2(g)══2H2O(g) ΔH=-Q2 kJ·mol-1
B.S(g)+O2(g)══SO2(g) ΔH=-Q1 kJ·mol-1
S(s)+O2(g)══SO2(g) ΔH=-Q2 kJ·mol-1
C.C(s)+ O2(g)══CO(g) ΔH=-Q1 kJ·mol-1
C(s)+O2(g)══CO2(g) ΔH=-Q2 kJ·mol-1
D.H2(g)+Cl2(g)══2HCl(g) ΔH=-Q1 kJ·mol-1
H2(g)+ Cl2(g)══HCl(g) ΔH=-Q2 kJ·mol-1
答案:C
解析:A项中的反应可虚拟为
,根据盖斯定律
Q1=Q2+Q,故Q1>Q2。C项中的反应可虚拟为, 则Q2=Q1+Q,故Q2>Q1。D项中Q1=2Q2,即Q1>Q2。
B项中的反应可虚拟为
,则Q2=Q1-Q,
故Q1>Q2。
C项中的反应可虚拟为
,则Q2=Q1+Q,
故Q2>Q1。D项中Q1=2Q2,即Q1>Q2。
学以致用
3.下列反应的ΔH最大的是( )。
A.CH4(g)+2O2(g)══CO2(g)+2H2O(l)
B.CH4(g)+ O2(g)══CO(g)+2H2O(g)
C.2CH4(g)+4O2(g)══2CO2(g)+4H2O(g)
D.CH4(g)+2O2(g)══CO2(g)+2H2O(g)
答案:B
解析:甲烷燃烧是放热反应,ΔH为负值。H2O(g)―→H2O(l)要放出热量,ΔH:A项
①4P(红磷,s)+5O2(g)══2P2O5(s) ΔH1
②P4(白磷,s)+5O2(g)══2P2O5(s) ΔH2
则ΔH1与ΔH2的关系正确的是( )。
A.ΔH1=ΔH2
B.ΔH1>ΔH2
C.ΔH1<ΔH2
D.无法确定
答案:B
解析:根据题目信息,由反应①减去反应②可得,
4P(红磷,s)══P4(白磷,s),
ΔH=ΔH1-ΔH2=+18.39 kJ·mol-1×4=+73.56 kJ·mol-1>0,
故ΔH1>ΔH2,B项正确。
易错提醒 (1)比较反应热的大小时,不能只比较ΔH数值的大小,应带“+”“-”进行比较。 (2)可逆反应不能进行到底,实际反应放出或吸收的热量小于热化学方程式中反应热的绝对值。 (3)对于放热反应,可利用状态不同迅速比较反应热的大小。当反应物状态相同,生成物状态不同时,生成固体放热最多,生成气体放热最少;当反应物状态不同,生成物状态相同时,反应物为固体时反应放热最少,反应物为气体时反应放热最多。
1.下列关于盖斯定律的说法不正确的是( )。
A.一个化学反应,不管是一步完成的还是分几步完成的,其反应热相同
B.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
C.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
D.根据盖斯定律,热化学方程式中ΔH直接相加即可得总反应热
D
解析:利用盖斯定律,需对热化学方程式通过“+”“-”“×”“÷”等四则运算,进而计算总反应热。
2.“世上无难事,九天可揽月”,我国的航空航天事业取得了举世瞩目的成就。碳酰肼类化合物[Mn(L)3](ClO4)2是一种优良的含能材料,可作为火箭推进剂的组分,其相关反应的能量变化如图所示,已知ΔH2=-299 kJ·mol-1,则ΔH1为( )。
A.-1 389 kJ·mol-1
B.-1 334 kJ·mol-1
C.-1 703 kJ·mol-1
D.-1 563 kJ·mol-1
答案:C
解析:由盖斯定律可知,
ΔH1=2ΔH2+ΔH3-ΔH4=2×(-299 kJ·mol-1)+(-1 018 kJ·mol-1)-(+87 kJ·mol-1)=-1 703 kJ·mol-1。
3.通常人们把拆开1 mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能。键能的大小可以用于估算化学反应的反应热(ΔH),化学反应的ΔH等于反应中断裂旧化学键的键能之和与反应中形成新化学键的键能之和的差。
化学键 H—H Cl—Cl H—Cl
形成1 mol化学键
时放出的能量 436 kJ 243 kJ 431 kJ
则下列热化学方程式不正确的是( )。
答案:C
解析:ΔH=反应物的键能之和-生成物的键能之和。A项反应的反应热ΔH= (436 kJ·mol-1+243 kJ·mol-1)-431 kJ·mol-1=
-91.5 kJ·mol-1,A项正确;B项反应的反应热ΔH=(436 kJ·mol-1 +243 kJ·mol-1)-2×431 kJ·mol-1=-183 kJ·mol-1,B项正确;C项反应的反应热ΔH=431 kJ·mol-1- ×(436 kJ·mol-1+243 kJ·mol-1)=+91.5 kJ·mol-1,C项错误;D项反应的反应热ΔH=2×431 kJ·mol-1-(436 kJ·mol-1+243 kJ·mol-1)=+183 kJ·mol-1,D项正确。
4.在同温、同压下,下列三个反应放出的热量分别用a、b、c表示,则a、b、c的关系是( )。
①2H2(g)+O2(g)══2H2O(g) ΔH=-a kJ·mol-1
②2H2(g)+O2(g)══2H2O(l) ΔH=-b kJ·mol-1
③H2(g)+ O2(g)══H2O(g) ΔH=-c kJ·mol-1
A.a>b,b=2c B.a=b=c
C.a
解析:三个反应虽均表示H2和O2的反应,但由于反应物的用量不同,生成物的聚集状态不同,三个反应的反应热各不相同。反应①和②分别表示2 mol H2(g)燃烧生成2 mol H2O(g)、H2O(l)放出的热量,由于同温、同压下,2 mol H2O(g)转变成2 mol H2O(l)时要放出热量,故a
①Sn(白锡,s)+2HCl(aq)══SnCl2(aq)+H2(g) ΔH1
②Sn(灰锡,s)+2HCl(aq)══SnCl2(aq)+H2(g) ΔH2
③Sn(灰锡,s) Sn(白锡,s) ΔH3=+2.1 kJ·mol-1
下列说法正确的是( )。
A.ΔH1>ΔH2
B.锡在常温下以灰锡状态存在
C.灰锡转化为白锡的反应是放热反应
D.锡制器皿长期处于低于13.2 ℃的环境中,会自行毁坏
答案:D
解析:根据③Sn(灰锡,s) Sn(白锡,s) ΔH3=+2.1 kJ·mol-1,则②-①=③,所以ΔH2-ΔH1=ΔH3>0,所以ΔH1<ΔH2,A项错误;根据③Sn(灰锡,s) Sn(白锡,s),当温度>13.2 ℃时,灰锡转化为白锡,则锡在常温下以白锡状态存在,B项错误;根据ΔH3=+2.1 kJ·mol-1,焓变大于0,所以灰锡转为白锡的反应是吸热反应,C项错误;根据③,当温度<13.2 ℃时,白锡转化为灰锡,灰锡通常以粉末状存在,会自行毁坏,D项正确。
6.甲醇既是重要的化工原料,又可作为燃料。利用CO和H2在催化剂作用下合成甲醇,发生反应如下:CO(g)+2H2(g) CH3OH(g) ΔH。(已知CO结构式为C≡O)
已知反应中相关的化学键键能数据如下:
由此计算ΔH= kJ·mol-1。
答案:-99
化学键 H—H C—O C≡O H—O C—H
E/(kJ·mol-1) 436 343 1 076 465 413
解析:根据键能与反应热的关系可知,ΔH=反应物的键能之和
-生成物的键能之和=(1 076 kJ·mol-1+2×436 kJ·mol-1)-(413 kJ·mol-1×3+343 kJ·mol-1+465 kJ·mol-1)=-99 kJ·mol-1。
粤公网安备 44030702000055号
