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苏教版 (2019)选择性必修1第一单元 化学反应的热效应第2课时学案
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这是一份苏教版 (2019)选择性必修1第一单元 化学反应的热效应第2课时学案，共19页。
第2课时 反应热的测量与计算
[核心素养发展目标]
1.科学探究：理解反应热测定的原理和方法，会分析产生误差的原因，不断完善和改进测定方法。
2.证据推理与模型认知：构建盖斯定律模型，理解盖斯定律的本质，形成运用盖斯定律进行相关判断或计算的思维模型。
3.科学态度与社会责任：了解盖斯定律对反应热测定的重要意义，增强为人类科学发展而努力的意识与社会责任感。
一、中和反应反应热的测量
1．量热计和简易量热计的构造
(1)将下列实验装置中各仪器(或物品)的名称填在横线上。
(2)仪器各部分的作用
①搅拌器或环形玻璃搅拌棒的作用是使反应物混合均匀充分接触。
②保温层的作用是减少热量的散失。
③温度计的作用是测定反应前后反应体系的温度。
2．实验原理
用一元酸、一元碱的体积均为50 mL，它们的浓度均为0.50 mol·L－1。由于是稀溶液，且为了计算简便，我们近似地认为，所用酸、碱溶液的密度均为1 g·cm－3，根据热化学方程式H＋(aq)＋ OH－ (aq)===H2O (l) ΔH＝－Q kJ·mol－1，需计算稀的酸、碱中和生成1 mol水的反应热，而50 mL 0.50 mol·L－1的盐酸与50 mL 0.50 mol·L－1 氢氧化钠反应后生成的水只有0.025 mol。
C＝(VHCl·ρHCl＋VNaOH·ρNaOH)×4.48 J·℃－1
反应热ΔH＝－ kJ·mol－1，其中溶液的质量m约为100 g。
3．实验步骤及测量数据
(1)初始温度(t1)：测量混合前50 mL 0.50 mol·L－1盐酸、50 mL 0.50 mol·L－1氢氧化钠溶液的温度，取两温度平均值为t1。
(2)终止温度(t2)：将酸碱溶液迅速混合，用环形玻璃搅拌棒不断搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记录为终止温度t2。
(3)重复实验操作三次，记录每次的实验数据，取其平均值作为计算依据。
(4)实验数据处理
该实验中盐酸和氢氧化钠溶液反应放出的热量是0.418(t2－t1)kJ，反应热为－16.72(t2－t1) kJ·mol－1[或ΔH＝－kJ·mol－1]。
(1)同一中和反应的反应热与酸碱的用量有关( )
(2)中和反应反应热的测定实验中的环形玻璃搅拌棒换成铜质搅拌器效果更好( )
(3)中和反应反应热的测定实验中，应将50 mL 0.50 mol·L－1 NaOH溶液分多次倒入小烧杯
( )
(4)中和反应反应热的测定实验中，测定盐酸后的温度计没有冲洗干净，立即测NaOH溶液的温度( )
答案 (1)× (2)× (3)× (4)×
根据上述测定中和热的实验，思考回答下列问题：
(1)根据实验原理分析，快速将烧杯中的碱液倒入量热计的目的是什么？
提示 减少热量的损失。
(2)在实验室中有环形玻璃搅拌棒和金属搅拌器，在进行测定反应热的实验时应选择哪种搅拌器？简述选择的理由。
提示 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，选用金属搅拌器会增大反应过程中热量的损失，造成实验误差。
(3)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？简述其中的原因。
提示 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。
(4)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？
提示 浓硫酸溶于水时放热，所测ΔH偏小；弱酸电离吸热，所测ΔH偏大。
1．某同学通过实验测出稀盐酸和稀NaOH溶液(碱稍过量)反应生成1 mol水的反应热ΔH＝－52.3 kJ·mol－1，比理论数值要小，造成这一结果的原因不可能的是( )
A．实验装置保温、隔热效果差
B．用量筒量取盐酸时仰视读数
C．分多次将NaOH溶液倒入量热计的内筒中
D．用测量盐酸的温度计直接测定NaOH溶液的温度
答案 B
解析 若装置保温、隔热效果差，会造成较多的热量损失，测得的反应热数值偏小，A项可能；用量筒取液体，仰视读数时，实际量取的溶液体积多于应该量取的溶液体积，会导致放出的热量变多，B项不可能；C项操作会导致较多的热量损失，C项可能；D项操作会导致测得的NaOH溶液的初始温度偏高，最后计算出的反应放出的热量比实际放出的热量少，D项可能。
2.用如图所示的量热计测定醋酸溶液与氢氧化钠溶液中和反应的反应热。将100 mL、0.50 mol·
L－1 CH3COOH溶液与100 mL、0.55 mol·L－1 NaOH溶液混合，温度从25.2 ℃升高到27.7 ℃。已知量热计的热容常数(量热计各部件每升高1 ℃所需的热量)是150 J·℃－1,0.250 mol·L－1 CH3COONa溶液的比热容为4 J·g－1·℃－1，溶液的密度为1 g·cm－3。
(1)1 mol CH3COOH完全中和的反应热ΔH＝ 。
(2)实验中NaOH溶液过量的目的是
。
(3)1 mol CH3COOH发生中和反应的反应热的文献值为－56 kJ·mol－1，你认为(1)中测得的实验值偏差的可能原因是
。
(4)你认为CH3COOH与NaOH中和反应的ΔH1和HCl与NaOH中和反应的ΔH2相比
(填“ΔH1”“ΔH2”或“一样”)大，原因是 。
答案 (1)－47.5 kJ·mol－1
(2)保证醋酸完全被NaOH中和
(3)保温效果差或测温不准
(4)ΔH1 CH3COOH电离需吸热
测定中和反应的反应热需注意的几个问题
(1)简易量热计的保温隔热效果要好。
(2)实验中要用强酸和强碱的稀溶液。
(3)碱液(或酸液)稍过量，以确保酸(或碱)完全反应。
(4)读取的温度(t)是反应体系的最高温度。
(5)实验操作动作要迅速，尽量减少热量损失。
二、盖斯定律及其应用
1．盖斯定律的理解
(1)大量实验证明，一个化学反应，不论是一步完成，还是分几步完成，其总的热效应是完全相等的。
(2)化学反应的焓变(ΔH)只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
(3)始态和终态相同的反应途径有如下三种：
ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5
2．盖斯定律的意义
应用盖斯定律可以间接计算以下情况(不能直接测定)
的反应热：
(1)有些反应速率很慢。
(2)有些反应不容易直接发生。
(3)有些反应的产品不纯(有副反应发生)。
例 根据如下两个反应
Ⅰ.C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1
Ⅱ.CO(g)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2＝－283.0 kJ·mol－1
选用两种方法，计算出C(s)＋O2(g)===CO(g)的反应热ΔH。
(1)虚拟路径法
反应C(s)＋O2(g)===CO2(g)的途径可设计如下：
则ΔH＝－110.5 kJ·mol－1。
(2)加合法
①写出目标反应的热化学方程式，确定各物质在各反应中的位置：
C(s)＋O2(g)===CO(g)。
②将已知热化学方程式Ⅱ变形，得反应Ⅲ：
CO2(g)===CO(g)＋O2(g) ΔH3＝283.0 kJ·mol－1；
③将热化学方程式相加，ΔH也相加，即Ⅰ＋Ⅲ得：
C(s)＋O2(g)===CO(g) ΔH＝ΔH1＋ΔH3，
则ΔH＝－110.5 kJ·mol－1。
(1)对一个化学反应，如果反应的途径不同，其焓变也可能不同( )
(2)化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，和反应途径及条件无关( )
(3)可以通过实验直接测定任一反应的反应热( )
(4)反应热的数值和热化学方程式的书写方式无关( )
答案 (1)× (2)√ (3)× (4)×
1．为什么化学反应的焓变与反应过程无关？
提示 根据焓变表达式：ΔH＝H(生成物)－H(反应物)，可知反应物不管分几步转变为生成物，在确定条件下，反应物与生成物所具有的总焓是确定的，其差值也就是确定的，与反应过程无关。
2．相同条件下，等质量的C按a、b两种途径完全转化，
途径a：CCO＋H2CO2＋H2O；
途径b：CCO2
比较途径a和途径b放出的热量的关系？
提示 相等。根据盖斯定律知，两途径放出的热量相等。
3．已知25 ℃、101 kPa下，石墨、金刚石燃烧的热化学方程式分别为
①C(石墨，s)＋O2(g)===CO2(g)
ΔH＝－393.51 kJ·mol－1
②C(金刚石，s)＋O2(g)===CO2(g)
ΔH＝－395.41 kJ·mol－1
据此判断，石墨、金刚石哪个更稳定？写出判断依据。
提示 石墨。根据盖斯定律，将①式减去②式，得到下列热化学方程式：C(石墨，s)===C(金刚石，s) ΔH＝1.90 kJ·mol－1，说明由石墨制备金刚石是吸热反应，吸收的热量作为化学能的形式贮存在金刚石中，也就是等质量的金刚石具有的能量比石墨高，能量低的稳定，所以石墨更稳定。
1．已知：P4(白磷，s)＋5O2(g)===P4O10(s) ΔH1
P(红磷，s)＋O2(g)===P4O10(s) ΔH2
设计成如下转化路径，请填空：
则ΔH＝ΔH1－4ΔH2。
2．根据下列热化学方程式：
①C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1
②H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH2＝－285.8 kJ·mol－1
③CH3COOH(l)＋2O2(g)===2CO2(g)＋2H2O(l) ΔH3＝－870.3 kJ·mol－1
计算出2C(s)＋2H2(g)＋O2(g)===CH3COOH(l)的反应热(写出计算过程)。
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。
四步分析法应用于盖斯定律的计算(思维模型)
(1)分析目标反应和已知反应的差异，明确①目标反应物和生成物；②需要消掉的中间产物。
(2)将每个已知的热化学方程式两边同乘以某个合适的数，使已知热化学方程式中某种反应物或生成物的化学计量数与目标热化学方程式中的该物质的化学计量数一致，热化学方程式的焓变也进行相应的计算。
(3)将已知热化学方程式相加减消掉目标反应热化学方程式中没有的物质(同侧相减，异侧相加消去中间产物)。
(4)得出目标热化学方程式(目标热化学方程式化学计量数不能存在公约数，应为最简形式)。
以上步骤可以概括为找目标、看来源、调系数、相加减、得答案。
题组一 中和反应的反应热及其测量
1．下列有关中和反应反应热的说法正确的是( )
A．中和反应反应热的热化学方程式：H＋(l)＋OH－(l)===H2O(l)ΔH＝－57.3 kJ·mol－1
B．准确测量中和反应反应热的实验过程中，至少需测定温度4次
C．环形玻璃搅拌棒若用铜棒代替，则测量出的中和反应热数值偏小
D．若稀酸溶液中H＋与稀碱溶液中OH－的物质的量相等，则所测中和反应反应热数值更准确
答案 C
解析 A项，H＋和OH－不能用“l”符号，应该用“aq”符号，错误；B项，每次实验中需要测量NaOH溶液的温度、盐酸的温度和反应后溶液的温度，一般实验要重复操作，所以至少需要测温度6次，错误；C项，铜容易导热，使热量损失，所以测量的中和反应反应热数值偏小，正确；D项，当酸与碱中的H＋和OH－物质的量相等时，实验过程中稍有误差就不能确定生成水的量，一般都是有一种物质稍微过量，错误。
2．(2020·长沙高二期中)下列有关H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ·mol－1的说法正确的是( )
A. 代表所有的酸碱中和反应
B．反应物一定是强酸与强碱
C．强酸与强碱的中和反应的热化学方程式都可以这样表示
D．表示稀的强酸溶液与稀的强碱溶液反应生成可溶性盐和1 mol液态水时放出57.3 kJ热量
答案 D
解析 弱酸与弱碱在溶液中主要以分子形式存在，由于电离吸热，生成1 mol液态水时放出的热量小于57.3 kJ，A项错误；该热化学方程式表示的反应不一定是强酸与强碱的反应，也可以是硫酸氢钠与氢氧化钠的反应，B项错误；该热化学方程式不能表示强酸与强碱生成难溶性盐的反应，如硫酸与氢氧化钡的反应，C项错误；H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l) ΔH＝
－57.3 kJ·mol－1表示稀的强酸溶液与稀的强碱溶液反应生成可溶性盐和1 mol 液态水时放出57.3 kJ热量，D项正确。
3．(2020·重庆高二检测)用50 mL 0.50 mol·L－1盐酸和50 mL 0.55 mol·L－1 NaOH溶液测定H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)的反应热(ΔH)的实验时，下列说法不正确的是( )
A．酸碱混合时，量筒中NaOH溶液应缓缓倒入量热计内筒中，不断用环形玻璃搅拌棒搅拌
B．装置中的大小烧杯之间填满碎泡沫塑料的作用是保温隔热，减少热量损失
C．用量筒量取NaOH溶液时，仰视取液，测得的反应热ΔH不变
D．改用25 mL 0.50 mol·L－1盐酸跟25 mL 0.55 mol·L－1 NaOH溶液进行测定，ΔH数值不变
答案 A
解析 中和反应反应热测定实验成败的关键是做好保温工作，B正确；用量筒量取NaOH溶液时，仰视取液，氢氧化钠溶液体积高于所需量的体积，但生成水的量不变，放出的热量不变，测得的中和反应反应热ΔH不变，C正确；反应放出的热量与所用酸和碱的量有关，但生成1 mol水时中和反应反应热的大小与参加反应的酸碱用量无关，D正确。
4．50 mL 0.50 mol·L－1盐酸与50 mL 0.55 mol·L－1NaOH溶液进行中和反应，通过测定反应过程中所放出的热量可计算中和反应的反应热，下列说法正确的是( )
A．从实验装置上看，除了缺少环形玻璃搅拌棒外没有其他问题
B．大烧杯上如不盖硬纸板，测得的中和反应反应热数值会偏大
C．用相同浓度和体积的氨水代替NaOH溶液进行上述实验，测得中和反应反应热的数值会偏大
D．实验中改用60 mL 0.50 mol·L－1盐酸跟50 mL 0.55 mol·L－1NaOH溶液进行反应，与上述实验相比，所放出的热量不相等，但是所求中和反应反应热相等
答案 D
解析 根据量热计的构造可知该装置存在的问题是缺少环形玻璃搅拌棒以及大小烧杯口不平，故A错误；大烧杯上如不盖硬纸板，会使一部分热量散失，求得的中和反应反应热数值将会偏小，故B错误；一水合氨为弱碱，电离为吸热过程，所以用氨水代替稀氢氧化钠溶液反应，反应放出的热量偏少，故C错误；反应放出的热量和所用酸以及碱的量的多少有关，改用60 mL 0.50 mol·L－1盐酸跟50 mL 0.55 mol·L－1 NaOH溶液进行反应，与上述实验相比，生成水的量增多，所放出的热量增多，但是中和反应反应热是稀强酸和稀强碱反应生成可溶性盐和1 mol水时放出的热量，与酸碱的用量无关，所以改用60 mL 0.50 mol·L－1盐酸跟50 mL 0.55 mol·L－1NaOH溶液进行反应，测得中和反应反应热数值相等，故D正确。
5．将V1 mL 1.00 mol·L－1 HCl溶液和V2 mL未知浓度的NaOH溶液混合均匀后测量并记录溶液温度，实验结果如图所示(实验中始终保持V1＋V2＝50)。下列叙述正确的是( )
A．做该实验时环境温度为22 ℃
B．NaOH溶液的浓度约为1.5 mol·L－1
C．该实验中需要使用环形玻璃搅拌棒在水平方向轻轻转动搅拌
D．该实验可用相同物质的量的氢氧化钠固体投入盐酸中测定中和反应反应热
答案 B
解析 该实验开始时混合液温度是22 ℃，故A错误；恰好完全反应时参加反应的盐酸的体积是30 mL，由V1＋V2＝50可知，消耗的氢氧化钠溶液的体积为20 mL，设恰好反应时氢氧化钠溶液中溶质的物质的量是n，
HCl ＋ NaOH===NaCl＋H2O
1 1
1.00 mol·L－1×0.03 L n
则n＝1.00 mol·L－1×0.03 L＝0.03 mol，所以浓度是＝1.5 mol·L－1，故B正确；该实验中需要使用环形玻璃搅拌棒在上下方向轻轻转动搅拌，故C错误；该实验不可用相同物质的量的氢氧化钠固体投入盐酸中测定中和反应反应热，否则会因NaOH固体溶解放热，使得测定数值偏大，故D错误。
题组二 盖斯定律的内容与本质
6．下列关于盖斯定律的说法正确的是( )
A．化学反应一步完成与分几步完成，反应热不同
B．盖斯定律解决的是化学反应过程问题
C．盖斯定律实质上是能量守恒定律的体现
D．有副反应发生的化学反应，无法用盖斯定律计算反应热
答案 C
解析 A项，盖斯定律指若是一个反应可以分步进行，则各步反应的吸收或放出的热量总和与这个反应一次发生时吸收或放出的热量相同；B项，根据盖斯定律可知反应热只与始态和终态有关，与反应途径无关；D项，利用盖斯定律可以计算有副反应发生的反应的反应热。
7.(2020·济南高二质检)物质A在一定条件下可发生一系列转化，由图判断下列关系错误的是( )
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|
答案 B
解析 由盖斯定律可知：A→F ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＝－ΔH6，即ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝0，故A项正确、B项错误；由C→F可以判断，ΔH＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＝－(ΔH1＋ΔH2＋ΔH6)，故C项正确；由A→D知：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝－(ΔH4＋ΔH5＋ΔH6)，故D项正确。
8.假设反应体系的始态为甲，中间态为乙，终态为丙，它们之间的变化如图所示，则下列说法不正确的是( )
A．|ΔH1|＞|ΔH2|
B．|ΔH1|＜|ΔH3|
C．ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝0
D．甲→丙的ΔH＝ΔH1＋ΔH2
答案 A
解析 题述过程中甲为始态，乙为中间态，丙为终态，由盖斯定律可知，甲→丙的ΔH＝ΔH1＋ΔH2，D项正确；在题述过程中ΔH1与ΔH2的相对大小无法判断，A项错误；由|ΔH3|＝|ΔH1|＋|ΔH2|知，|ΔH1|＜|ΔH3|，B项正确；从能量守恒的角度可知，ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝0，C项正确。
题组三 盖斯定律的应用
9．已知下列热化学方程式：
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
则4Fe(s)＋3O2(g)===2Fe2O3(s)的ΔH为( )
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
答案 A
解析 将热化学方程式2×③＋6×①－6×②得4Fe(s)＋3O2(g)===2Fe2O3(s)，则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，选项A符合题意。
10．已知热化学方程式：C(金刚石，s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1；
C(石墨，s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2；
C(石墨，s)===C(金刚石，s) ΔH3＝1.9 kJ·mol－1
下列说法正确的是( )
A．金刚石比石墨稳定
B．ΔH1＞ΔH2
C．ΔH3＝ΔH1－ΔH2
D．石墨转化成金刚石的反应是吸热反应
答案 D
解析 石墨转化为金刚石要吸收能量，说明石墨的能量低，石墨比金刚石稳定，A错误；石墨的能量低于金刚石的能量，故石墨燃烧放出的能量比金刚石低，放热反应的ΔH＜0，则ΔH1＜ΔH2，B错误；将3个热化学方程式依次编为1式、2式、3式，根据盖斯定律，3式＝2式－1式，故ΔH3＝ΔH2－ΔH1，C错误；石墨转化为金刚石ΔH3＝1.9 kJ·mol－1，为吸热反应，D正确。
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
则反应Cu(s)＋H2O2(l)＋2H＋(aq)===Cu2＋(aq)＋2H2O(l)的ΔH是( )
A．ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3
B．ΔH＝ΔH1＋ΔH2－ΔH3
C．ΔH＝ΔH1＋2ΔH2＋2ΔH3
D．ΔH＝2ΔH1＋ΔH2＋ΔH3
答案 A
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，
由盖斯定律，①＋×②＋×③得到：
Cu(s)＋H2O2(l)＋2H＋(aq)===Cu2＋(aq)＋2H2O(l) ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。
12．肼(N2H4)是火箭发动机的一种燃料，反应时N2O4为氧化剂，反应生成N2和水蒸气。
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)反应的热化学方程式，正确的是( )
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
答案 A
解析 根据盖斯定律，将②×2－①得2N2H4(g)＋N2O4(g)===3N2(g)＋4H2O(g) ΔH＝
－1 076.7 kJ·mol－1。
13．某科学家利用二氧化铈(CeO2)在太阳能作用下将H2O、CO2转变成H2、CO、O2。其过程如下：
mCeO2(m－x)CeO2·xCe＋xO2
(m－x)CeO2·xCe＋xH2O＋xCO2mCeO2＋xH2＋xCO
下列说法不正确的是( )
A．该过程中CeO2没有消耗
B．该过程实现了太阳能向化学能的转化
C．图中ΔH1＝ΔH2＋ΔH3
D．H2(g)＋O2(g)===H2O(g)的反应热大于ΔH3
答案 C
解析 通过太阳能实现总反应H2O＋CO2===H2＋CO＋O2可知：CeO2没有消耗，CeO2为催化剂，故A正确；该过程在太阳能作用下将H2O、CO2转变为H2、CO、O2，所以把太阳能转变成化学能，故B正确；由图中转化关系及据盖斯定律可知：－ΔH1＝ΔH2＋ΔH3，故C错误；气态水转化为液态水，放出能量，故H2(g)＋O2(g)===H2O(l)放热更多，焓变更小，故D正确。
14．已知：2H2O(l)===2H2(g)＋O2(g) ΔH＝571.0 kJ·mol－1。以太阳能为热源分解Fe3O4，经热化学铁氧化合物循环分解水制H2的过程如下：
过程Ⅰ：2Fe3O4(s)===6FeO(s)＋O2(g) ΔH＝313.2 kJ·mol－1
过程Ⅱ：……
下列说法不正确的是( )
A．过程Ⅰ中每消耗232 g Fe3O4转移2 mol电子
B．过程Ⅱ的热化学方程式：3FeO(s)＋H2O(l)===H2(g)＋Fe3O4(s) ΔH＝128.9 kJ·mol－1
C．过程Ⅰ、Ⅱ中能量转化的形式依次是：太阳能→化学能→热能
D．铁氧化合物循环制H2具有成本低、产物易分离等优点
答案 C
解析 过程Ⅰ：2Fe3O4(s)===6FeO(s)＋O2(g)，当有2 mol Fe3O4分解时，生成1 mol氧气，而232 g Fe3O4的物质的量为1 mol，故生成0.5 mol氧气，而氧元素由－2价变为0价，故转移2 mol电子，故A正确；已知反应①2H2O(l)===2H2(g)＋O2(g) ΔH＝571.0 kJ·mol－1和反应②2Fe3O4(s)===6FeO(s)＋O2(g) ΔH＝313.2 kJ·mol－1，根据盖斯定律，将①×－②×可得过程Ⅱ的热化学方程式：3FeO(s)＋H2O(l)===H2(g)＋Fe3O4(s) ΔH＝128.9 kJ·mol－1，故B正确；过程Ⅰ和过程Ⅱ均为吸热反应，不存在将化学能转化为热能的过程，故C错误；反应3FeO(s)＋H2O(l)===H2(g)＋Fe3O4(s)的产物中，氢气为气体，而Fe3O4为固体，故铁氧化合物循环制H2的产物易分离，且由于利用太阳能，成本低，故D正确。
15．固态或气态碘分别与氢气反应的热化学方程式如下：
①H2(g)＋I2(？)2HI(g)
ΔH1＝－9.48 kJ·mol－1
②H2(g)＋I2(？)2HI(g)
ΔH2＝26.48 kJ·mol－1
下列判断不正确的是( )
A．反应①中的I2为气态，反应②中的I2为固态
B．反应②的反应物总能量比反应①的反应物总能量低
C．反应①的生成物比反应②的生成物热稳定性更好
D．1 mol固态碘升华时将吸收热量35.96 kJ
答案 C
解析 已知反应①放出能量，反应②吸收能量，所以反应①中I2的能量高，则反应①中I2为气态，反应②中的I2为固态，故A项正确；已知反应①放出能量，反应②吸收能量，所以反应①中碘的能量高，反应②的反应物总能量比反应①的反应物总能量低，故B项正确；反应①②的生成物都是气态碘化氢，所以二者热稳定性相同，故C项错误；由盖斯定律知②－①得I2(s)===I2(g) ΔH＝35.96 kJ·mol－1，故D项正确。
16.实验室利用如图装置进行中和反应反应热的测定。回答下列问题：
(1)为准确测定实验数据，起始时盐酸与烧碱溶液温度相同，而终止温度与起始温度之差(t1－t2)分别为①2.3 ℃、②2.4 ℃、③2.9 ℃，则最终代入计算式的温度差的平均值为 ℃。
(2)在操作正确的前提下提高中和反应反应热测定的准确性的关键是
。
(3)如果用0.50 mol·L－1的盐酸和氢氧化钠固体进行实验，则实验中所测出的中和反应反应热的数值将 (填“偏大”“偏小”或“不变”)。
答案 (1)2.35 (2)提高装置的保温效果 (3)偏大
解析 (1)所测温度2.9 ℃与其他温度相差太大，应舍去，代入计算式的温度差应取①和②的平均值。(2)该实验的关键是温度的测定，在操作正确的前提下提高中和反应反应热测定的准确性的关键是提高装置的保温效果。(3)因为NaOH固体溶于水放热，所以如果用0.50 mol·L－1
的盐酸和氢氧化钠固体进行实验，则实验中所测出的中和反应反应热的数值将偏大。
17．热力学标准状况(298.15 K、101 kPa)下，由稳定单质发生反应生成1 mol化合物的反应热叫该化合物的生成热(ΔH)。图甲为第ⅥA族元素氢化物a、b、c、d的生成热数据示意图。试完成下列问题。
(1)①请你归纳非金属元素氢化物的稳定性与氢化物的生成热ΔH的关系：
。
②硒化氢在上述条件下发生分解反应的热化学方程式为 。
(2)在25 ℃、101 kPa下，已知SiH4气体在氧气中完全燃烧后恢复至原状态，平均每转移1 mol电子放热190.0 kJ，该反应的热化学方程式是
。
(3)根据图乙写出反应CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(g)的热化学方程式：
。
(4)由金红石(TiO2)制取单质Ti的步骤为
TiO2―→TiCl4Ti
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＝ 。
②反应TiCl4＋2Mg2MgCl2＋Ti在Ar气氛中进行的理由是
。
答案 (1)①非金属元素氢化物越稳定，ΔH越小
②H2Se(g)===Se(s)＋H2(g) ΔH＝－81 kJ·mol－1
(2)SiH4(g)＋2O2(g)===SiO2(s)＋2H2O(l)
ΔH＝－1 520.0 kJ·mol－1
(3)CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(g)
ΔH＝－91 kJ·mol－1
(4)①－80 kJ·mol－1 ②防止高温下Mg、Ti与空气中的O2(或CO2、N2)作用
解析 (2)SiH4气体在氧气中完全燃烧的化学方程式为SiH4＋2O2SiO2＋2H2O，由化学方程式可知，1 mol SiH4完全燃烧转移8 mol电子，故热化学方程式为SiH4(g)＋2O2(g)===SiO2(s)＋2H2O(l) ΔH＝－1 520.0 kJ·mol－1。(3)ΔH＝419 kJ·mol－1－510 kJ·mol－1＝－91 kJ·mol－1，故该反应的热化学方程式为CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(g) ΔH＝－91 kJ·mol－1。(4)根据盖斯定律，由2×Ⅰ－Ⅱ＋Ⅲ可得：TiO2(s)＋2Cl2(g)＋2C(s)===TiCl4(s)＋2CO(g) ΔH＝－80 kJ·mol－1。
第2课时 反应热的测量与计算
[核心素养发展目标]
1.科学探究：理解反应热测定的原理和方法，会分析产生误差的原因，不断完善和改进测定方法。
2.证据推理与模型认知：构建盖斯定律模型，理解盖斯定律的本质，形成运用盖斯定律进行相关判断或计算的思维模型。
3.科学态度与社会责任：了解盖斯定律对反应热测定的重要意义，增强为人类科学发展而努力的意识与社会责任感。
一、中和反应反应热的测量
1．量热计和简易量热计的构造
(1)将下列实验装置中各仪器(或物品)的名称填在横线上。
(2)仪器各部分的作用
①搅拌器或环形玻璃搅拌棒的作用是使反应物混合均匀充分接触。
②保温层的作用是减少热量的散失。
③温度计的作用是测定反应前后反应体系的温度。
2．实验原理
用一元酸、一元碱的体积均为50 mL，它们的浓度均为0.50 mol·L－1。由于是稀溶液，且为了计算简便，我们近似地认为，所用酸、碱溶液的密度均为1 g·cm－3，根据热化学方程式H＋(aq)＋ OH－ (aq)===H2O (l) ΔH＝－Q kJ·mol－1，需计算稀的酸、碱中和生成1 mol水的反应热，而50 mL 0.50 mol·L－1的盐酸与50 mL 0.50 mol·L－1 氢氧化钠反应后生成的水只有0.025 mol。
C＝(VHCl·ρHCl＋VNaOH·ρNaOH)×4.48 J·℃－1
反应热ΔH＝－ kJ·mol－1，其中溶液的质量m约为100 g。
3．实验步骤及测量数据
(1)初始温度(t1)：测量混合前50 mL 0.50 mol·L－1盐酸、50 mL 0.50 mol·L－1氢氧化钠溶液的温度，取两温度平均值为t1。
(2)终止温度(t2)：将酸碱溶液迅速混合，用环形玻璃搅拌棒不断搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记录为终止温度t2。
(3)重复实验操作三次，记录每次的实验数据，取其平均值作为计算依据。
(4)实验数据处理
该实验中盐酸和氢氧化钠溶液反应放出的热量是0.418(t2－t1)kJ，反应热为－16.72(t2－t1) kJ·mol－1[或ΔH＝－kJ·mol－1]。
(1)同一中和反应的反应热与酸碱的用量有关( )
(2)中和反应反应热的测定实验中的环形玻璃搅拌棒换成铜质搅拌器效果更好( )
(3)中和反应反应热的测定实验中，应将50 mL 0.50 mol·L－1 NaOH溶液分多次倒入小烧杯
( )
(4)中和反应反应热的测定实验中，测定盐酸后的温度计没有冲洗干净，立即测NaOH溶液的温度( )
答案 (1)× (2)× (3)× (4)×
根据上述测定中和热的实验，思考回答下列问题：
(1)根据实验原理分析，快速将烧杯中的碱液倒入量热计的目的是什么？
提示 减少热量的损失。
(2)在实验室中有环形玻璃搅拌棒和金属搅拌器，在进行测定反应热的实验时应选择哪种搅拌器？简述选择的理由。
提示 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，选用金属搅拌器会增大反应过程中热量的损失，造成实验误差。
(3)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？简述其中的原因。
提示 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。
(4)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？
提示 浓硫酸溶于水时放热，所测ΔH偏小；弱酸电离吸热，所测ΔH偏大。
1．某同学通过实验测出稀盐酸和稀NaOH溶液(碱稍过量)反应生成1 mol水的反应热ΔH＝－52.3 kJ·mol－1，比理论数值要小，造成这一结果的原因不可能的是( )
A．实验装置保温、隔热效果差
B．用量筒量取盐酸时仰视读数
C．分多次将NaOH溶液倒入量热计的内筒中
D．用测量盐酸的温度计直接测定NaOH溶液的温度
答案 B
解析 若装置保温、隔热效果差，会造成较多的热量损失，测得的反应热数值偏小，A项可能；用量筒取液体，仰视读数时，实际量取的溶液体积多于应该量取的溶液体积，会导致放出的热量变多，B项不可能；C项操作会导致较多的热量损失，C项可能；D项操作会导致测得的NaOH溶液的初始温度偏高，最后计算出的反应放出的热量比实际放出的热量少，D项可能。
2.用如图所示的量热计测定醋酸溶液与氢氧化钠溶液中和反应的反应热。将100 mL、0.50 mol·
L－1 CH3COOH溶液与100 mL、0.55 mol·L－1 NaOH溶液混合，温度从25.2 ℃升高到27.7 ℃。已知量热计的热容常数(量热计各部件每升高1 ℃所需的热量)是150 J·℃－1,0.250 mol·L－1 CH3COONa溶液的比热容为4 J·g－1·℃－1，溶液的密度为1 g·cm－3。
(1)1 mol CH3COOH完全中和的反应热ΔH＝ 。
(2)实验中NaOH溶液过量的目的是
。
(3)1 mol CH3COOH发生中和反应的反应热的文献值为－56 kJ·mol－1，你认为(1)中测得的实验值偏差的可能原因是
。
(4)你认为CH3COOH与NaOH中和反应的ΔH1和HCl与NaOH中和反应的ΔH2相比
(填“ΔH1”“ΔH2”或“一样”)大，原因是 。
答案 (1)－47.5 kJ·mol－1
(2)保证醋酸完全被NaOH中和
(3)保温效果差或测温不准
(4)ΔH1 CH3COOH电离需吸热
测定中和反应的反应热需注意的几个问题
(1)简易量热计的保温隔热效果要好。
(2)实验中要用强酸和强碱的稀溶液。
(3)碱液(或酸液)稍过量，以确保酸(或碱)完全反应。
(4)读取的温度(t)是反应体系的最高温度。
(5)实验操作动作要迅速，尽量减少热量损失。
二、盖斯定律及其应用
1．盖斯定律的理解
(1)大量实验证明，一个化学反应，不论是一步完成，还是分几步完成，其总的热效应是完全相等的。
(2)化学反应的焓变(ΔH)只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
(3)始态和终态相同的反应途径有如下三种：
ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5
2．盖斯定律的意义
应用盖斯定律可以间接计算以下情况(不能直接测定)
的反应热：
(1)有些反应速率很慢。
(2)有些反应不容易直接发生。
(3)有些反应的产品不纯(有副反应发生)。
例 根据如下两个反应
Ⅰ.C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1
Ⅱ.CO(g)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2＝－283.0 kJ·mol－1
选用两种方法，计算出C(s)＋O2(g)===CO(g)的反应热ΔH。
(1)虚拟路径法
反应C(s)＋O2(g)===CO2(g)的途径可设计如下：
则ΔH＝－110.5 kJ·mol－1。
(2)加合法
①写出目标反应的热化学方程式，确定各物质在各反应中的位置：
C(s)＋O2(g)===CO(g)。
②将已知热化学方程式Ⅱ变形，得反应Ⅲ：
CO2(g)===CO(g)＋O2(g) ΔH3＝283.0 kJ·mol－1；
③将热化学方程式相加，ΔH也相加，即Ⅰ＋Ⅲ得：
C(s)＋O2(g)===CO(g) ΔH＝ΔH1＋ΔH3，
则ΔH＝－110.5 kJ·mol－1。
(1)对一个化学反应，如果反应的途径不同，其焓变也可能不同( )
(2)化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，和反应途径及条件无关( )
(3)可以通过实验直接测定任一反应的反应热( )
(4)反应热的数值和热化学方程式的书写方式无关( )
答案 (1)× (2)√ (3)× (4)×
1．为什么化学反应的焓变与反应过程无关？
提示 根据焓变表达式：ΔH＝H(生成物)－H(反应物)，可知反应物不管分几步转变为生成物，在确定条件下，反应物与生成物所具有的总焓是确定的，其差值也就是确定的，与反应过程无关。
2．相同条件下，等质量的C按a、b两种途径完全转化，
途径a：CCO＋H2CO2＋H2O；
途径b：CCO2
比较途径a和途径b放出的热量的关系？
提示 相等。根据盖斯定律知，两途径放出的热量相等。
3．已知25 ℃、101 kPa下，石墨、金刚石燃烧的热化学方程式分别为
①C(石墨，s)＋O2(g)===CO2(g)
ΔH＝－393.51 kJ·mol－1
②C(金刚石，s)＋O2(g)===CO2(g)
ΔH＝－395.41 kJ·mol－1
据此判断，石墨、金刚石哪个更稳定？写出判断依据。
提示 石墨。根据盖斯定律，将①式减去②式，得到下列热化学方程式：C(石墨，s)===C(金刚石，s) ΔH＝1.90 kJ·mol－1，说明由石墨制备金刚石是吸热反应，吸收的热量作为化学能的形式贮存在金刚石中，也就是等质量的金刚石具有的能量比石墨高，能量低的稳定，所以石墨更稳定。
1．已知：P4(白磷，s)＋5O2(g)===P4O10(s) ΔH1
P(红磷，s)＋O2(g)===P4O10(s) ΔH2
设计成如下转化路径，请填空：
则ΔH＝ΔH1－4ΔH2。
2．根据下列热化学方程式：
①C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1
②H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH2＝－285.8 kJ·mol－1
③CH3COOH(l)＋2O2(g)===2CO2(g)＋2H2O(l) ΔH3＝－870.3 kJ·mol－1
计算出2C(s)＋2H2(g)＋O2(g)===CH3COOH(l)的反应热(写出计算过程)。
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。
四步分析法应用于盖斯定律的计算(思维模型)
(1)分析目标反应和已知反应的差异，明确①目标反应物和生成物；②需要消掉的中间产物。
(2)将每个已知的热化学方程式两边同乘以某个合适的数，使已知热化学方程式中某种反应物或生成物的化学计量数与目标热化学方程式中的该物质的化学计量数一致，热化学方程式的焓变也进行相应的计算。
(3)将已知热化学方程式相加减消掉目标反应热化学方程式中没有的物质(同侧相减，异侧相加消去中间产物)。
(4)得出目标热化学方程式(目标热化学方程式化学计量数不能存在公约数，应为最简形式)。
以上步骤可以概括为找目标、看来源、调系数、相加减、得答案。
题组一 中和反应的反应热及其测量
1．下列有关中和反应反应热的说法正确的是( )
A．中和反应反应热的热化学方程式：H＋(l)＋OH－(l)===H2O(l)ΔH＝－57.3 kJ·mol－1
B．准确测量中和反应反应热的实验过程中，至少需测定温度4次
C．环形玻璃搅拌棒若用铜棒代替，则测量出的中和反应热数值偏小
D．若稀酸溶液中H＋与稀碱溶液中OH－的物质的量相等，则所测中和反应反应热数值更准确
答案 C
解析 A项，H＋和OH－不能用“l”符号，应该用“aq”符号，错误；B项，每次实验中需要测量NaOH溶液的温度、盐酸的温度和反应后溶液的温度，一般实验要重复操作，所以至少需要测温度6次，错误；C项，铜容易导热，使热量损失，所以测量的中和反应反应热数值偏小，正确；D项，当酸与碱中的H＋和OH－物质的量相等时，实验过程中稍有误差就不能确定生成水的量，一般都是有一种物质稍微过量，错误。
2．(2020·长沙高二期中)下列有关H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ·mol－1的说法正确的是( )
A. 代表所有的酸碱中和反应
B．反应物一定是强酸与强碱
C．强酸与强碱的中和反应的热化学方程式都可以这样表示
D．表示稀的强酸溶液与稀的强碱溶液反应生成可溶性盐和1 mol液态水时放出57.3 kJ热量
答案 D
解析 弱酸与弱碱在溶液中主要以分子形式存在，由于电离吸热，生成1 mol液态水时放出的热量小于57.3 kJ，A项错误；该热化学方程式表示的反应不一定是强酸与强碱的反应，也可以是硫酸氢钠与氢氧化钠的反应，B项错误；该热化学方程式不能表示强酸与强碱生成难溶性盐的反应，如硫酸与氢氧化钡的反应，C项错误；H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l) ΔH＝
－57.3 kJ·mol－1表示稀的强酸溶液与稀的强碱溶液反应生成可溶性盐和1 mol 液态水时放出57.3 kJ热量，D项正确。
3．(2020·重庆高二检测)用50 mL 0.50 mol·L－1盐酸和50 mL 0.55 mol·L－1 NaOH溶液测定H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)的反应热(ΔH)的实验时，下列说法不正确的是( )
A．酸碱混合时，量筒中NaOH溶液应缓缓倒入量热计内筒中，不断用环形玻璃搅拌棒搅拌
B．装置中的大小烧杯之间填满碎泡沫塑料的作用是保温隔热，减少热量损失
C．用量筒量取NaOH溶液时，仰视取液，测得的反应热ΔH不变
D．改用25 mL 0.50 mol·L－1盐酸跟25 mL 0.55 mol·L－1 NaOH溶液进行测定，ΔH数值不变
答案 A
解析 中和反应反应热测定实验成败的关键是做好保温工作，B正确；用量筒量取NaOH溶液时，仰视取液，氢氧化钠溶液体积高于所需量的体积，但生成水的量不变，放出的热量不变，测得的中和反应反应热ΔH不变，C正确；反应放出的热量与所用酸和碱的量有关，但生成1 mol水时中和反应反应热的大小与参加反应的酸碱用量无关，D正确。
4．50 mL 0.50 mol·L－1盐酸与50 mL 0.55 mol·L－1NaOH溶液进行中和反应，通过测定反应过程中所放出的热量可计算中和反应的反应热，下列说法正确的是( )
A．从实验装置上看，除了缺少环形玻璃搅拌棒外没有其他问题
B．大烧杯上如不盖硬纸板，测得的中和反应反应热数值会偏大
C．用相同浓度和体积的氨水代替NaOH溶液进行上述实验，测得中和反应反应热的数值会偏大
D．实验中改用60 mL 0.50 mol·L－1盐酸跟50 mL 0.55 mol·L－1NaOH溶液进行反应，与上述实验相比，所放出的热量不相等，但是所求中和反应反应热相等
答案 D
解析 根据量热计的构造可知该装置存在的问题是缺少环形玻璃搅拌棒以及大小烧杯口不平，故A错误；大烧杯上如不盖硬纸板，会使一部分热量散失，求得的中和反应反应热数值将会偏小，故B错误；一水合氨为弱碱，电离为吸热过程，所以用氨水代替稀氢氧化钠溶液反应，反应放出的热量偏少，故C错误；反应放出的热量和所用酸以及碱的量的多少有关，改用60 mL 0.50 mol·L－1盐酸跟50 mL 0.55 mol·L－1 NaOH溶液进行反应，与上述实验相比，生成水的量增多，所放出的热量增多，但是中和反应反应热是稀强酸和稀强碱反应生成可溶性盐和1 mol水时放出的热量，与酸碱的用量无关，所以改用60 mL 0.50 mol·L－1盐酸跟50 mL 0.55 mol·L－1NaOH溶液进行反应，测得中和反应反应热数值相等，故D正确。
5．将V1 mL 1.00 mol·L－1 HCl溶液和V2 mL未知浓度的NaOH溶液混合均匀后测量并记录溶液温度，实验结果如图所示(实验中始终保持V1＋V2＝50)。下列叙述正确的是( )
A．做该实验时环境温度为22 ℃
B．NaOH溶液的浓度约为1.5 mol·L－1
C．该实验中需要使用环形玻璃搅拌棒在水平方向轻轻转动搅拌
D．该实验可用相同物质的量的氢氧化钠固体投入盐酸中测定中和反应反应热
答案 B
解析 该实验开始时混合液温度是22 ℃，故A错误；恰好完全反应时参加反应的盐酸的体积是30 mL，由V1＋V2＝50可知，消耗的氢氧化钠溶液的体积为20 mL，设恰好反应时氢氧化钠溶液中溶质的物质的量是n，
HCl ＋ NaOH===NaCl＋H2O
1 1
1.00 mol·L－1×0.03 L n
则n＝1.00 mol·L－1×0.03 L＝0.03 mol，所以浓度是＝1.5 mol·L－1，故B正确；该实验中需要使用环形玻璃搅拌棒在上下方向轻轻转动搅拌，故C错误；该实验不可用相同物质的量的氢氧化钠固体投入盐酸中测定中和反应反应热，否则会因NaOH固体溶解放热，使得测定数值偏大，故D错误。
题组二 盖斯定律的内容与本质
6．下列关于盖斯定律的说法正确的是( )
A．化学反应一步完成与分几步完成，反应热不同
B．盖斯定律解决的是化学反应过程问题
C．盖斯定律实质上是能量守恒定律的体现
D．有副反应发生的化学反应，无法用盖斯定律计算反应热
答案 C
解析 A项，盖斯定律指若是一个反应可以分步进行，则各步反应的吸收或放出的热量总和与这个反应一次发生时吸收或放出的热量相同；B项，根据盖斯定律可知反应热只与始态和终态有关，与反应途径无关；D项，利用盖斯定律可以计算有副反应发生的反应的反应热。
7.(2020·济南高二质检)物质A在一定条件下可发生一系列转化，由图判断下列关系错误的是( )
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|
答案 B
解析 由盖斯定律可知：A→F ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＝－ΔH6，即ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝0，故A项正确、B项错误；由C→F可以判断，ΔH＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＝－(ΔH1＋ΔH2＋ΔH6)，故C项正确；由A→D知：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝－(ΔH4＋ΔH5＋ΔH6)，故D项正确。
8.假设反应体系的始态为甲，中间态为乙，终态为丙，它们之间的变化如图所示，则下列说法不正确的是( )
A．|ΔH1|＞|ΔH2|
B．|ΔH1|＜|ΔH3|
C．ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝0
D．甲→丙的ΔH＝ΔH1＋ΔH2
答案 A
解析 题述过程中甲为始态，乙为中间态，丙为终态，由盖斯定律可知，甲→丙的ΔH＝ΔH1＋ΔH2，D项正确；在题述过程中ΔH1与ΔH2的相对大小无法判断，A项错误；由|ΔH3|＝|ΔH1|＋|ΔH2|知，|ΔH1|＜|ΔH3|，B项正确；从能量守恒的角度可知，ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝0，C项正确。
题组三 盖斯定律的应用
9．已知下列热化学方程式：
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
则4Fe(s)＋3O2(g)===2Fe2O3(s)的ΔH为( )
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
答案 A
解析 将热化学方程式2×③＋6×①－6×②得4Fe(s)＋3O2(g)===2Fe2O3(s)，则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，选项A符合题意。
10．已知热化学方程式：C(金刚石，s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1；
C(石墨，s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2；
C(石墨，s)===C(金刚石，s) ΔH3＝1.9 kJ·mol－1
下列说法正确的是( )
A．金刚石比石墨稳定
B．ΔH1＞ΔH2
C．ΔH3＝ΔH1－ΔH2
D．石墨转化成金刚石的反应是吸热反应
答案 D
解析 石墨转化为金刚石要吸收能量，说明石墨的能量低，石墨比金刚石稳定，A错误；石墨的能量低于金刚石的能量，故石墨燃烧放出的能量比金刚石低，放热反应的ΔH＜0，则ΔH1＜ΔH2，B错误；将3个热化学方程式依次编为1式、2式、3式，根据盖斯定律，3式＝2式－1式，故ΔH3＝ΔH2－ΔH1，C错误；石墨转化为金刚石ΔH3＝1.9 kJ·mol－1，为吸热反应，D正确。
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
则反应Cu(s)＋H2O2(l)＋2H＋(aq)===Cu2＋(aq)＋2H2O(l)的ΔH是( )
A．ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3
B．ΔH＝ΔH1＋ΔH2－ΔH3
C．ΔH＝ΔH1＋2ΔH2＋2ΔH3
D．ΔH＝2ΔH1＋ΔH2＋ΔH3
答案 A
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，
由盖斯定律，①＋×②＋×③得到：
Cu(s)＋H2O2(l)＋2H＋(aq)===Cu2＋(aq)＋2H2O(l) ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。
12．肼(N2H4)是火箭发动机的一种燃料，反应时N2O4为氧化剂，反应生成N2和水蒸气。
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)反应的热化学方程式，正确的是( )
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
答案 A
解析 根据盖斯定律，将②×2－①得2N2H4(g)＋N2O4(g)===3N2(g)＋4H2O(g) ΔH＝
－1 076.7 kJ·mol－1。
13．某科学家利用二氧化铈(CeO2)在太阳能作用下将H2O、CO2转变成H2、CO、O2。其过程如下：
mCeO2(m－x)CeO2·xCe＋xO2
(m－x)CeO2·xCe＋xH2O＋xCO2mCeO2＋xH2＋xCO
下列说法不正确的是( )
A．该过程中CeO2没有消耗
B．该过程实现了太阳能向化学能的转化
C．图中ΔH1＝ΔH2＋ΔH3
D．H2(g)＋O2(g)===H2O(g)的反应热大于ΔH3
答案 C
解析 通过太阳能实现总反应H2O＋CO2===H2＋CO＋O2可知：CeO2没有消耗，CeO2为催化剂，故A正确；该过程在太阳能作用下将H2O、CO2转变为H2、CO、O2，所以把太阳能转变成化学能，故B正确；由图中转化关系及据盖斯定律可知：－ΔH1＝ΔH2＋ΔH3，故C错误；气态水转化为液态水，放出能量，故H2(g)＋O2(g)===H2O(l)放热更多，焓变更小，故D正确。
14．已知：2H2O(l)===2H2(g)＋O2(g) ΔH＝571.0 kJ·mol－1。以太阳能为热源分解Fe3O4，经热化学铁氧化合物循环分解水制H2的过程如下：
过程Ⅰ：2Fe3O4(s)===6FeO(s)＋O2(g) ΔH＝313.2 kJ·mol－1
过程Ⅱ：……
下列说法不正确的是( )
A．过程Ⅰ中每消耗232 g Fe3O4转移2 mol电子
B．过程Ⅱ的热化学方程式：3FeO(s)＋H2O(l)===H2(g)＋Fe3O4(s) ΔH＝128.9 kJ·mol－1
C．过程Ⅰ、Ⅱ中能量转化的形式依次是：太阳能→化学能→热能
D．铁氧化合物循环制H2具有成本低、产物易分离等优点
答案 C
解析 过程Ⅰ：2Fe3O4(s)===6FeO(s)＋O2(g)，当有2 mol Fe3O4分解时，生成1 mol氧气，而232 g Fe3O4的物质的量为1 mol，故生成0.5 mol氧气，而氧元素由－2价变为0价，故转移2 mol电子，故A正确；已知反应①2H2O(l)===2H2(g)＋O2(g) ΔH＝571.0 kJ·mol－1和反应②2Fe3O4(s)===6FeO(s)＋O2(g) ΔH＝313.2 kJ·mol－1，根据盖斯定律，将①×－②×可得过程Ⅱ的热化学方程式：3FeO(s)＋H2O(l)===H2(g)＋Fe3O4(s) ΔH＝128.9 kJ·mol－1，故B正确；过程Ⅰ和过程Ⅱ均为吸热反应，不存在将化学能转化为热能的过程，故C错误；反应3FeO(s)＋H2O(l)===H2(g)＋Fe3O4(s)的产物中，氢气为气体，而Fe3O4为固体，故铁氧化合物循环制H2的产物易分离，且由于利用太阳能，成本低，故D正确。
15．固态或气态碘分别与氢气反应的热化学方程式如下：
①H2(g)＋I2(？)2HI(g)
ΔH1＝－9.48 kJ·mol－1
②H2(g)＋I2(？)2HI(g)
ΔH2＝26.48 kJ·mol－1
下列判断不正确的是( )
A．反应①中的I2为气态，反应②中的I2为固态
B．反应②的反应物总能量比反应①的反应物总能量低
C．反应①的生成物比反应②的生成物热稳定性更好
D．1 mol固态碘升华时将吸收热量35.96 kJ
答案 C
解析 已知反应①放出能量，反应②吸收能量，所以反应①中I2的能量高，则反应①中I2为气态，反应②中的I2为固态，故A项正确；已知反应①放出能量，反应②吸收能量，所以反应①中碘的能量高，反应②的反应物总能量比反应①的反应物总能量低，故B项正确；反应①②的生成物都是气态碘化氢，所以二者热稳定性相同，故C项错误；由盖斯定律知②－①得I2(s)===I2(g) ΔH＝35.96 kJ·mol－1，故D项正确。
16.实验室利用如图装置进行中和反应反应热的测定。回答下列问题：
(1)为准确测定实验数据，起始时盐酸与烧碱溶液温度相同，而终止温度与起始温度之差(t1－t2)分别为①2.3 ℃、②2.4 ℃、③2.9 ℃，则最终代入计算式的温度差的平均值为 ℃。
(2)在操作正确的前提下提高中和反应反应热测定的准确性的关键是
。
(3)如果用0.50 mol·L－1的盐酸和氢氧化钠固体进行实验，则实验中所测出的中和反应反应热的数值将 (填“偏大”“偏小”或“不变”)。
答案 (1)2.35 (2)提高装置的保温效果 (3)偏大
解析 (1)所测温度2.9 ℃与其他温度相差太大，应舍去，代入计算式的温度差应取①和②的平均值。(2)该实验的关键是温度的测定，在操作正确的前提下提高中和反应反应热测定的准确性的关键是提高装置的保温效果。(3)因为NaOH固体溶于水放热，所以如果用0.50 mol·L－1
的盐酸和氢氧化钠固体进行实验，则实验中所测出的中和反应反应热的数值将偏大。
17．热力学标准状况(298.15 K、101 kPa)下，由稳定单质发生反应生成1 mol化合物的反应热叫该化合物的生成热(ΔH)。图甲为第ⅥA族元素氢化物a、b、c、d的生成热数据示意图。试完成下列问题。
(1)①请你归纳非金属元素氢化物的稳定性与氢化物的生成热ΔH的关系：
。
②硒化氢在上述条件下发生分解反应的热化学方程式为 。
(2)在25 ℃、101 kPa下，已知SiH4气体在氧气中完全燃烧后恢复至原状态，平均每转移1 mol电子放热190.0 kJ，该反应的热化学方程式是
。
(3)根据图乙写出反应CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(g)的热化学方程式：
。
(4)由金红石(TiO2)制取单质Ti的步骤为
TiO2―→TiCl4Ti
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＝ 。
②反应TiCl4＋2Mg2MgCl2＋Ti在Ar气氛中进行的理由是
。
答案 (1)①非金属元素氢化物越稳定，ΔH越小
②H2Se(g)===Se(s)＋H2(g) ΔH＝－81 kJ·mol－1
(2)SiH4(g)＋2O2(g)===SiO2(s)＋2H2O(l)
ΔH＝－1 520.0 kJ·mol－1
(3)CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(g)
ΔH＝－91 kJ·mol－1
(4)①－80 kJ·mol－1 ②防止高温下Mg、Ti与空气中的O2(或CO2、N2)作用
解析 (2)SiH4气体在氧气中完全燃烧的化学方程式为SiH4＋2O2SiO2＋2H2O，由化学方程式可知，1 mol SiH4完全燃烧转移8 mol电子，故热化学方程式为SiH4(g)＋2O2(g)===SiO2(s)＋2H2O(l) ΔH＝－1 520.0 kJ·mol－1。(3)ΔH＝419 kJ·mol－1－510 kJ·mol－1＝－91 kJ·mol－1，故该反应的热化学方程式为CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(g) ΔH＝－91 kJ·mol－1。(4)根据盖斯定律，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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