化學反應熱的計算(存儲版)
【正文】 熱； b．先使煤與水蒸氣反應得到氫氣和一氧化碳 ,然后使得到的氫氣和一氧化碳在充足的空氣中燃燒。 (3)根據(jù)蓋斯定律，等質量的煤分別通過以上兩條不同的途徑產生的可利用的總能量相同。 5．中和熱為稀溶液中強酸和強堿生成 1 mol H2O時的反應熱。 可燃冰是 1983年被發(fā)現(xiàn)的，這種可用火柴點燃，能像蠟燭一樣燃燒的天然氣水合物是在海底低溫、高壓下形成的外形與冰相似的結 晶體 。相反，如果開采不當，后果將是災難性的。 (2)寫出甲烷氣體不完全燃燒的熱化學方程式。 890. 3 k J/ m ol ＝ 731 . 25 k J 解得： x ＝ 0 . 43 m ol ， y ＝ 0. 57 m ol 相應消耗 O2的質量為： (3 x /2 ＋ 2 y ) 32 ＝ 57 . 12 (g) 。如果 1 mol CH4在 n g O2中燃燒生成 CO、 CO2氣體和液態(tài) H2O，放出 kJ熱量。為了獲取這種清潔能源，世界上許多國家都在研究天然可燃冰的開采方法。分步進行的放熱反應，反應進行程度越深，放出的熱量越多，即炭燃燒生成CO2時放熱多， Q1Q2； ② 中兩式相減得 4Al(s)＋ 2Fe2O3(s)===2Al2O3(s)＋ 4Fe(s) ΔH＝－(Q1－ Q2)kJ/mol0(鋁熱反應很強烈，是典型的放熱反應 )，故 Q1Q2；水蒸氣變成液態(tài)水要放出熱量，故 H2燃燒生成液態(tài)水時放熱多，Q1Q2。 4．同一反應中物質的聚集狀態(tài)不同，反應熱數(shù)值大小也不同。 (2)上述四個反應中 ①③④ 為放熱反應， ΔH0。 反應熱 Δ H ＝反應物的總鍵能－生成物的總鍵能＝生成物的總能量－反應物的總能量 (2) 反應前后分子中的化學鍵數(shù)目錯誤。 (4)正、逆反應的反應熱數(shù)值相等，符號相反。 (3)根據(jù)反應物和生成物的鍵能和計算： ΔH＝反應物的鍵能和－生成物的鍵能和。mol－ 1 ② H2(g)＋ 1/2O2(g)===H2O(l) ΔH3＝－ kJ ΔH＝＋ Q1，ΔH′ ＝－ Q2。 ② 當熱化學方程式進行加減運算時， ΔH也同樣要進行加減運算，且要帶 “ ＋ ”“ － ” 符號，即把 ΔH看作一個整體進行運算。 解析： 根據(jù)蓋斯定律： ΔH＝ ΔH1＋ ΔH2， 所以 ΔH1＝ ΔH－ ΔH2＝－ kJ/mol－ (－ kJ/mol)＝－ kJ/mol。 m ol－ 1 D ．－ 369 . 2 k J 2． 計算方法 熱化學方程式 蓋斯定律 燃燒熱 如已知： (1)C (s ) ＋ O2(g) == = C O2(g) Δ H1＝－ 393 . 5 k J/ m ol (2)C O (g) ＋12O2(g) == = C O2(g) Δ H2＝－ 283 . 0 k J/ m ol 若 C (s ) ＋12O2(g) == = C O (g) 的反應熱為 Δ H 。自主學習 一 、 蓋斯定律 1． 內容 不管化學反應是一步完成或分幾步完成，其反應熱是 _____的。 (3) _______的數(shù)據(jù) 。 m ol－ 1 C ．＋ 92. 3 k J 3． 氫氣和氧氣生成液態(tài)水的反應 ， 可以通過兩種途徑來完成 ， 如圖所示： 已知： H2(g) ＋12O2(g) == =H2O ( l ) Δ H ＝－ 285 . 8 k J/ m ol H2O (g) == =H2O (l ) Δ H2＝－ 4 4. 0 k J / m ol 求： H2( g) ＋12O2(g) == =H2O (g) 的反應熱 Δ H1。 應用蓋斯定律進行簡單計算 ， 關鍵在于設計反應過程 ， 同時要注意： ① 當熱化學方程式乘以或除以某數(shù)時 ， ΔH也相應乘以或除以某數(shù) 。 mol－ 1，室溫下，若將 1 m ol 無水硫酸銅溶解為溶液時放熱 Q 2 kJ ，則 ( ) 例 1 A． Q1Q2 B． Q1＝ Q2 C． Q1Q2 D．無法比較 【 思路點撥 】 【 解析 】 根據(jù)蓋斯定律 ， 可設計下列分步反應： 依題意 ， 膽礬溶于水時 ， 溶液溫度降低 ， 說明該過程為吸熱過程 ， ΔH總 0。mol－ 1 ① C(石墨 )＋ O2
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