Question

19．熱化學方程式中的H實際上是熱力學中的一個物理量，叫做焓．一個體系的焓（H）的紙對值到目前為止還沒有辦法測得，但當體系發(fā)生變化時，我們可以測得體系的焓的變化，即焓變，用“△H”表示，△H=H（終態(tài)）-H（始態(tài)）．
（1）對于化學反應A+B=C+D，若H（A）+H（B）＞H（C）+H（D），則該反應的△H為小于0（填“大于”．“小于”），該反應是放熱（填“放熱”或“吸熱”）反應；
（2）進一步研究表明，化學反應的焓變與反應物和生成物的鍵能有關．
已知：H₂（g）+Cl₂（g）=2HCl（g）△H=-185KJ•mol^-1△H₂₉₈（H₂）=436KJ•mol^-1，△H₂₉₈（Cl₂）=247KJ•mol^-1．則△H₂₉₈（HCl）=434 kJ•mol^-1 ．
（3）如圖是某溫度下，N₂與H₂反應過程中能量變化的曲線圖，a、b兩條曲線產生區(qū)別的原因很可能是a未使用催化劑，b使用了催化劑．

Answer 1

分析 （1）化學反應過程中一定伴隨著能量的變化，反應焓變主要是指反應前后的熱量變化；依據(jù)能量守恒分析焓變，結合焓變計算：△H=H（終態(tài)）-H（始態(tài)），H確定反應吸熱放熱；△H＜0為放熱反應；△H＞0為吸熱反應；
（2）化學反應的焓變與反應物和生成物的鍵能有關：△H=H（終態(tài)）-H（始態(tài)），結合題干條件計算得到；
（3）催化劑是降低反應的活化能，加快反應速率，不改變平衡，曲線b是反應的活化能降低了，反應的焓變不變．

解答 解：（1）化學反應過程中一定伴隨著能量的變化，反應焓變主要是指反應前后的熱量變化，對于化學反應A+B=C+D，若H（A）+H（B）＞H（C）+H（D）△H=H（終態(tài)）-H（始態(tài)），判斷可知△H＜0；反應是放熱反應；
故答案為：小于； 放熱；
（2）已知：H₂（g）+Cl₂（g）=2HCl（g）△H=-185kJ•mol^-1，△₂₉₈H（H₂）=436kJ•mol^-1，△H₂₉₈（Cl₂）=247kJ•mol^-1；依據(jù)△H=H（終態(tài)）-H（始態(tài)），
△H=2△H₂₉₈（HCl）-△H₂₉₈（H₂）-△H₂₉₈（Cl₂）=-185kJ•mol^-1，則△H₂₉₈（HCl）=434 kJ•mol^-1，
故答案為：434 kJ•mol^-1 ；
（3）該反應放出的能量大于吸收的能量，所以放熱，△H=放出的能量-吸收的能量=600kJ/mol-508kJ/mol=92kJ/mol，該反應的熱化學方程式為：N₂（s）+3H₂（g）=2NH₃（g）；△H=-92 kJ/mol，催化劑能改變反應的路徑，使發(fā)生反應所需的活化能降低，但不改變化學平衡，反應的熱效應不變，其中曲線b是反應的活化能降低了，反應的焓變不變，所以是加入了催化劑所致．
故答案為：a未使用催化劑，b使用了催化劑．

點評 本題考查了反應的能量變化，反應的焓變計算方法，焓變與物質焓的計算關系，蓋斯定律的計算應用，題目難度中等，試題培養(yǎng)了學生的靈活應用能力．