活化能与反应热题目

19、(10分)在化学反应中，只有极少数能

量比平均能量高得多的反应物分子发生

碰撞时才可能发生化学反应，这些分子称

为活化分子，使普通分子变成活化分子所

需提供的最低限度的能量叫活化能，其单

位通常用kJ/mol表示。请认真观察下图，

然后回答问题。

（1）图中所示反应是_放热(填“吸热”或

“放热”)反应，该反应__需要_(填“需要”或

“不需要”)加热，该反应的△H =E1-E2kJ/mol(用含E1、E2的代数式表示）。

（2）已知热化学方程式：H2(g)＋1/2O2(g) = H2O(g) △H = - 241.8 kJ·mol-1，该反应的活化能为167.2 kJ·mol-1，则其逆反应的活化能为_____409kJ/mol_______________。

（3）对于同一反应，图中虚线（Ⅱ）与实线（Ⅰ）相比，活化能大大降低，活化分子百分数增多，反应速率加快，你认为最可能的原因是___使用了催化剂

_____________________。

反应速率常数与活化能教案资料

反应速率常数与活化 能

大学化学结课论文反应速率常数与活化能 院（系） 专业 学生 学号 班号 指导教师 日期 哈尔滨工业大学 2014年12月

反应速率常数与活化能 摘要:反应速率常数与活化能是大学化学的一个重要部分，反应速率常数与活化能的测定的实验通过对和酸性KI的反应的研究与计算，得到了反应的反应速率常数和活化能。本文主要对此实验进行分析，并对反应速率常数和活化能进行简要介绍。 关键词：活化能；反应速率；实验。 Determination of the reaction rate constant and activation energy Abstract: the reaction rate constant and activation energy is an important part of college chemistry, and the determination of reaction rate constant and activation energy of experiment through reaction of H_2 0 _2 and acidic KI research and calculation, get the reaction rate constant and activation energy of the reaction. In this paper, this experiment is analyzed, and the reaction rate constant and activation energy are briefly introduced. Key words: activation energy; The reaction rate. The experiment. 反应速率常数与活化能的测定的实验，利用和酸性KI的反应，通过一系列的实验观察与计算，研究了反应速率的影响因素，计算得到了反应速率常数与活化能。 一、实验简介 1、实验目的： 1）学会测定化学反应速率常数和活化能; 2）了解温度对反应速率的影响。

2021届高考化学素养提升全突破09 反应热的计算与大小比较(解析版)

专题09 反应热的计算与大小比较 ——建立模型巧解题 化学反应热的计算是高考的必考点和热点内容，考查的知识点主要是运用化学键的键能、热化学方程式、标准燃烧热和盖斯定律计算化学反应的反应热。由于这一知识点涉及的计算方法较多，学生在做题时不能正确选择计算方法，导致计算错误。 我们在学习过程中可以绘制思维导图，凝练关键词，理清知识点之间的关系，构建化学反应热计算的思维导图模型，解决反应热计算中存在的困惑。运用思维导图进行化学反应热计算方法的总结能够帮助我们解决反应热计算中存在的问题，培养证据推理与模型建构的化学核心素养，从而提高化学计算成绩，实现真正的素养教育。 1．【2019新课标Ⅱ节选】环戊二烯（）是重要的有机化工原料，广泛用于农药、橡胶、塑料等生产。回答下列问题： （1）已知：(g)(g)+H2(g) ΔH1=+100.3 kJ·mol?1 ① H 2(g)+ I2(g)2HI(g) ΔH2=?11.0 kJ·mol?1 ② 对于反应：(g)+ I 2(g)(g)+2HI(g) ③ΔH3=___________kJ·mol?1。 【答案】(1)+89.3 【解析】（1）根据盖斯定律①+②，可得反应③的ΔH=+89.3kJ/mol； 【素养解读】确定③为目标方程式，已知方程式①和②与之比较，可知氢气为中间物质，处理的目标为消去氢气，在两个方程式中系数相同，在不同边，直接相加即可。 2．【2019新课标Ⅲ节选】近年来，随着聚酯工业的快速发展，氯气的需求量和氯化氢的产出量也随之迅速增长。因此，将氯化氢转化为氯气的技术成为科学研究的热点。回答下列问题：

（2）Deacon 直接氧化法可按下列催化过程进行： CuCl 2(s)=CuCl(s)+1 2 Cl 2(g) ΔH 1=83 kJ·mol ? 1 CuCl(s)+ 12O 2(g)=CuO(s)+1 2 Cl 2(g) ΔH 2=? 20 kJ·mol ? 1 CuO(s)+2HCl(g)=CuCl 2(s)+H 2O(g) ΔH 3=? 121 kJ·mol ? 1 则4HCl(g)+O 2(g)=2Cl 2(g)+2H 2O(g)的ΔH =_________ kJ·mol ? 1。 【答案】（2）? 116 【解析】（2）根据盖斯定律知，（反应I+反应II+反应III ）×2得2224HCl(g)O (g)2Cl (g)2H O(g)+=+ ?H=（?H 1+?H 2+?H 3）× 2=? 116kJ·mol ? 1。 【素养解读】已知方程式中确定CuCl 、CuO 、CuCl 2为中间物质，三个方程式直接相加，然后与目标方程式 相比，是其两倍关系，故乘以2，即可。 3．【2019江苏】氢气与氧气生成水的反应是氢能源应用的重要途径。下列有关说法正确的是 A ．一定温度下，反应2H 2(g)+O 2(g) 2H 2O(g)能自发进行，该反应的ΔH <0 B ．氢氧燃料电池的负极反应为O 2+2H 2O+4e ? 4OH ? C ．常温常压下，氢氧燃料电池放电过程中消耗11.2 L H 2，转移电子的数目为6.02×1023 D ．反应2H 2(g)+O 2(g) 2H 2O(g)的ΔH 可通过下式估算： ΔH =反应中形成新共价键的键能之和?反应中断裂旧共价键的键能之和 【答案】A 【解析】A.体系能量降低和混乱度增大都有促使反应自发进行的倾向，该反应属于混乱度减小的反应，能 自发说明该反应为放热反应，即?H<0，故A 正确；B.氢氧燃料电池，氢气作负极，失电子发生氧化反应， 中性条件的电极反应式为：2H 2 ? 4e ? =4H +，故B 错误；C.常温常压下，V m ≠22.L/mol ，无法根据气体体 积进行微粒数目的计算，故C 错误；D.反应中，应该如下估算：?H=反应中断裂旧化学键的键能之和? 反 应中形成新共价键的键能之和，故D 错误；故选A 。 【素养解读】D 选项为通过键能计算焓变的模型。 1、反应热ΔH 的基本计算公式 （1）熟记反应热ΔH 的基本计算公式

化学反应热与化学反应速率

化学反应热与化学反应速率 1．下列说法或表示法正确的是（） A．氢气与氧气反应生成等量的水蒸气和液态水，前者放出热量多 B．需要加热的反应说明它是吸热反应 C．在稀溶液中：H＋（aq）＋OH－（aq）===H2O（l）ΔH＝－57．3 kJ/mol，若将含0．5 mol H2SO4的稀硫酸与含1 mol NaOH的溶液混合，放出的热量等于57．3 kJ D．1 mol S完全燃烧放热297．3 kJ，其热化学方程式为：S＋O2===SO2ΔH＝－297．3 kJ/mol 2．已知：（1）H2（g）＋1/2O2（g）===H2O（g）ΔH1＝a kJ/mol （2）2H2（g）＋O2（g）===2H2O（g）ΔH2＝b kJ/mol （3）H2（g）＋1/2O2（g）===H2O（l）ΔH3＝c kJ/mol （4）2H2（g）＋O2（g）===2H2O（l）ΔH4＝d kJ/mol 下列关系式中正确的是（） A．a＜c＜0B．b＞d＞0 C．2a＝b＜0 D．2c＝d＞0 3．下列有关热化学方程式的叙述正确的是（）A．已知2H2（g）＋O2（g）===2H2O（l）ΔH＝－571．6 kJ/mol，则氢气的燃烧热为285．8 kJ/mol B．已知C（石墨，s）===C（金刚石，s）ΔH＞0，则金刚石比石墨稳定 C．含20．0 g NaOH的稀溶液与稀盐酸完全中和，放出28．7 kJ的热量，则稀醋酸和稀NaOH 溶液反应的热化学方程式为：NaOH（aq）＋CH3COOH（aq）===CH3COONa（aq）＋H2O（l）ΔH＝－57．4 kJ/mol D．已知2C（s）＋2O2（g）===2CO2（g）ΔH1；2C（s）＋O2（g）===2CO（g）ΔH2，则ΔH1＞ΔH2 4．单斜硫和正交硫转化为二氧化硫的能量变化图如右，正确的是（）A．S（s，单斜）= S（s，正交）△H = +0．33kJ·mol -1 B．正交硫比单斜硫稳定 C．相同物质的量的正交硫比单斜硫所含有的能量高 D．①式表示断裂lmol O2中的共价键所吸收的能量比形成1mol SO2 中的共价键所放出的能量少297．16kJ 5．盖斯定律告诉我们：化学反应不管是一步完成，还是几步完成，其反应热是相同的。已知P4（s，白磷）、P（s，红磷）的燃烧热分别是mkJ/mol和n kJ / mol，则热化学方程式P4（s，白磷）=4P（s，红磷）的值为（）A．（m-4n）kJ/mol B．（n-m）kJ/mol C．4（m-n）kJ/mol D．4（n-m）kJ/mol 6化合物Bilirubin在一定波长的光照射下发生分解反应，反应物浓度随反应时间变化如图所示，计算反应4～8 min间的平均反应速率和推测反应16 min时反应物的浓度，结果应是( ) A．2.5 μmol·L－1·min－1和2.0 μmol·L－1 B．2.5 μmol·L－1·min－1和2.5 μmol·L－1 C．3.0 μmol·L－1·min－1和3.0 μmol·L－1 D．5.0 μmol·L－1·min－1和3.0 μmol·L－1 7．航天燃料从液态变为固态，是一项技术突破。铍是高效率火箭材料，燃烧时放出巨大的能量，每千克铍完全燃烧放出的热量为62700 kJ。则铍燃烧的热化学方程式正确的是 A．Be＋ 1 2 O2===BeO；ΔH＝－564.3 kJ · mol-1 B．Be(s)＋ 1 2 O2(g)===BeO(s)；ΔH＝＋564.3 kJ · mol-1 C．Be(s)＋ 1 2 O2(g)===BeO(s)；ΔH＝－564.3 kJ · mol-1 D．Be(s)＋ 1 2O2(g)===BeO(g)；ΔH＝－564.3 kJ · mol -1 8．下列变化属于吸热反应的是（）. ①液态水气化②将胆矾加热变为白色粉末③浓硫酸稀释④氯酸钾分解制氧气⑤生石灰与水反 应生成熟石灰⑥水煤气反应⑦二氧化碳与赤热的炭反应生成一氧化碳 A.①④⑦ B.②③⑥ C. ①④⑤ D.②④⑥⑦ 9．下列生产或实验事实得出的相应结论不正确的是()。

实验化学反应速率与活化能

实验化学反应速率与活 化能 集团文件版本号：（M928-T898-M248-WU2669-I2896-DQ586-M1988）

实验 化学反应速率与活化能 一、实验目的 1.了解浓度、温度和催化剂对反应速率的影响。 2.测定过二硫酸铵与碘化钾反应的速率，并计算反应级数、反应速率常数和反应的活化能。 二、实验原理： 在水溶液中过二硫酸铵与碘化钾反应为： (NH 4)2S 2O 8 + 3KI === (NH 4)2SO 4 + K 2SO 4 + KI 3 其离子反应为： S 2O 82- + 3I - === SO 42- + I 3- （1） 反应速率方程为： n I m O S c kc r - - ?=28 2 式中r 是瞬时速率。若-28 2O S c 、- I c 是起始浓度，则r 表示初速率(v 0)。在实验 中只能测定出在一段时间内反应的平均速率。 在此实验中近似地用平均速率代替初速率： 为了能测出反应在△t 时间内S 2O 82-浓度的改变量，需要在混合(NH 4)2S 2O 8 和KI 溶液的同时，加入一定体积已知浓度的Na 2S 2O 3溶液和淀粉溶液，这样在（1）进行的同时还进行着另一反应： 2S 2O 32- + I 3- === S 4O 62- + 3I - （2） 此反应几乎是瞬间完成，（1）反应比（2）反应慢得多。因此，反应（1）生成的I 3-立即与S 2O 32-反应，生成无色S 4O 62-和I -，而观察不到碘与淀粉呈现的特征蓝色。当S 2O 32-消耗尽，（2）反应不进行，（1）反应还在进行，则生成的I 3-遇淀粉呈蓝色。 从反应开始到溶液出现蓝色这一段时间△t 里，S 2O 32-浓度的改变值为：

高中化学反应热知识点

高中化学反应热知识点 1、盖斯定律 内容：化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的;即化学反应热 只与其反应的始态和终态有关，而与具体反应进行的途径无关; 2、应用 ①利用总反应和一个反应确定另一个反应的热效应; ②热化学方程式之间可以进行代数变换等数学处理. 3、反应热与键能关系 键能：键能既是形成1mol化学键所释放的能量，也是断裂1mol化学键所需要吸收的 能量. 由键能求反应热：反应热等于断裂反应物中的化学键所吸收的能量为“+”和形成生 成物中的化学键所放出的能量为“-”的代数和.即△H=反应物键能总和-生成物键能总和 =∑E反-∑E生 4、盖斯定律、燃烧热、热化学方程式的综合运用 进行反应热计算的注意事项： ①反应热数值与各物质的化学计量数成正比，因此热化学方程式中各物质的化学计量 数改变时，其反应热数值需同时做相同倍数的改变. ②热化学方程式中的反应热是指反应按所给形式完全进行时的反应热. ③正、逆反应的反应热数值相等、符号相反. 1根据反应物和生成物的聚集状态比较 物质由固体变成液态，由液态变成气态，都必定吸收热量;而由液态变成固态，由气 态变成液态，或由气态直接变成固态，则放出热量.因此在进行反应热计算或大小比较时，应特别注意各反应物或生成物的状态 2根据热化学方程式中化学计量数比较 热化学方程式中的化学计量数不表示分子数，而是表示反应物和生成物的物质的量， 可以是分数.当化学计量系数发生变化如加倍或减半时，反应热也要随之变化.互为可逆的 热化学反应，其反应热数值相等，符号相反. 3根据反应物和生成物的性质比较

不稳定状态单质转化为稳定状态的单质要放出热量，生成物越稳定或反应越易进行， 放出的热量越多;而有些物质，在溶于水时吸收热量或放出热量，在计算总反应热时，不 要忽视这部分热量. 4根据反应进行的程度比较 对于分步进行的反应来说，反应进行的越彻底，吸热或者放热越多;对于可逆反应来说，反应进行的程度越大，反应物的转化率越高，吸收或放出的热量也越多. 盖斯定律是热化学中一个相当有实用价值的定律。其内容是不管化学反应过程是一步 完成还是分几步完成，总过程的热效应是相同的，即一步完成的反应热等于分几步完成的 反应热之和。利用这一规律，可以从已经测定的反应的热效应来计算难于测量或不能测量 反应的热效应，它是间接求算反应热的常用方法。 具体计算方法是：通过热化学方程式的叠加，进行△H的加减运算。 例如：实验中不能直接计算出由石墨和氢气生成甲烷反应的反应热，但可测出CH4、 石墨和氢气的燃烧热。试求出石墨生成甲烷的反应热。 ①CH4g+2O2g=CO2g+2H2Ol△H1=-890.5KJ/mol ②C石墨+O2g=CO2g △H2=-393.5KJ/mol ③H2g+1/2O2g=H2Ol△H3=-285.8KJ/mol ④C石墨+2H2g=CH4g △H4 分析：根据盖斯定律，可以通过反应①②③的叠加组合出反应④，则反应热的关系为：△H4=2△H3+△H2-△H1=2×-285.8 KJ/mol+-393.5KJ/mol--890.5 KJ/mol=-74.6 KJ/mol。 感谢您的阅读，祝您生活愉快。

化学反应速率及活化能测定实验报告

实验名称：化学反应速度与活化能的测定 一、实验目的 1、测定Na2SO3与KIO3反应的速率、反应级数，速率系数和反应的 活化能； 2、了解浓度、温度、催化剂对化学反应速率的影响。 二、实验原理 （NH4）2S2O8+3KI=(NH4)2SO4+K2SO4+KI3 S2O3^2-+3I^-=2SO4^2-+I3^- 五、数据结果 1、表3-1 2、表3-2 浓度对化学反应速率的影响 实验编号 1 2 3 4 5 试液的体积V/mL 0.2mol/L(NH4)2S2O8 20 10 5 20 20 0.2mol/LKI 20 20 20 10 5 0.01mol/LNa2S203 8 8 8 8 8 0.2%淀粉 4 4 4 4 4 0.2mol/LKNO3 0 0 0 10 15 0.2mol/L(NH4)2SO4 0 10 15 0 0 反应物的起始浓度c/mol/L (NH4)2S2O8 0.2 0.2 0.2 0.2 0.2 KI 0.2 0.2 0.2 0.2 0.2 Na2S2O3 0.01 0.01 0.01 0.01 0.01 反应开始至溶液显蓝色时所需时间 △t/s 76 172 324 178 300 反应的平均速率v/mol/L*S 0.000066 0.000029 0.000015 0.000028 0.000017 反应的速率常数k k=10140 反应级数 m=1 n=1 m+n=2 温度对化学反应速率的影 响 实验编号 反应温度T/℃ 反应时间△t/s 反应速率v/mol/L*S 反应速率常数 k Lgk 1/T 4 18.9 178 0.000028 10140 4.01 0.05 6 29 74 0.000068 22984 4.36 0.03

实验六化学反应速率与活化能

实验六 化学反应速率与活化能 【实验目的】 1.了解浓度、温度和催化剂对反应速率的影响。 2.测定过二硫酸铵与碘化钾反应速率，并计算反应级数、反应速率常数和反应的活化能。 3.测定不同温度下的速率常数并计算反应的活化能； 4.学习数据处理的一般方法及作图法。 【实验原理】 对反应： 反应速率表示 一段时间内的浓度变化即为平均反应速率。 在水溶液中过二硫酸铵和碘化钾发生如下反应： 其反应的微分速率方程可表示为： ①S2O8 2 - +3 I - ==2 SO4 2- + I3 - (慢) (1) S 2O 8 2 - +3 I - ==2 SO 4 2- + I 3 - (慢) (1) pD qC bB aA +→+t p c t q c t b c t a c r D d d d d d d d d C B A ==-=-=n I m O S c kc r - -=28 2

m+n=反应级数 近似地用平均速率代替初速率： 2S2O3 2- + I3 - = S4 O6 2- + 3I - (快) ② 加入一定体积已知浓度的Na2S2O3 溶液和淀粉溶液，在反应（1）进行的同时 由①②式可得： 蓝色出现（淀粉与过量碘反应）标志着S2O3 2-全部耗尽，由S2O3 2-浓度的改变量可以得到S2O8 2 - 浓度的改变量。 因此两边取对数，得lgr= mlg[s2o82-] + nlg[I-] + lgk [ I-]不变，lgr对lg[s2o82-] 作图，可得一直线，斜率即为m. 同样，保持[s2o82-] 不变，作图可计算n，从而可得反应级数。 通过m和n以及速率计算公式，可以得到速率常数k. 利用阿仑尼乌斯方程： 求得不同温度下的k，以lgk对1/T作图，可以计算反应活化能。 1. 量筒的作用 2. 秒表的使用 3. 作图方法 【基本操作】 实验用品： 仪器:烧杯、大试管、量筒、秒表、温度计 液体药品：KI（0.20mol·L-1），Na2S2O3（0.010mol·L-1 ）淀粉溶液（0.4%），（NH4）2S2O8（0.20mol·L-1）Cu(NO3)2（0.02mol.L-1），KNO3（0.20mol.L-1）(NH4)2SO4（0.20mol.L-1）， 材料：冰 【实验内容】 1、浓度对化学反应速率的影响 用同样方法按表1的用量进行编号I、II、III、V、等的实验。 20.0mL 0.20mol·L-1 KI溶液8.0mL 0.010mol.L-1 Na2S2O3溶液 4.0mL 0.2%淀粉溶液20.0mL 0.20mol·L-1 （NH4）2S2O8 溶液 混合均匀立即计时不断搅动迅速 ①加20.0mL 0.20mol·dm-3 KI溶液 ②加8.0mL 0.010mol·dm-3 Na2S2O3溶液 ③加2.0mL 0.2%淀粉溶液 ④混合均匀 ⑤20.0mL 0.20mol·dm-3（NH4）2S2O8溶液迅速倒入上述混合液中 ⑥同时启动秒表，并不断搅动 ⑦当溶液刚出现蓝色时，立即按停秒表记录反应时间和温度 表5-1 浓度对反应速率的影响室温：

1.3化学反应热的计算练习题及答案解析

1-3《化学反应热的计算》课时练 双基练习 1．在一定温度下，CO 和CH 4燃烧的热化学方程式分别为 2CO(g)＋O 2(g)===2CO 2(g) ΔH ＝－566 kJ/mol CH 4(g)＋2O 2(g)===CO 2(g)＋2H 2O(l) ΔH ＝－890 kJ/mol 1 molCO 和3 mol CH 4组成的混合气体，在相同条件下完全燃烧时，释放的热量为( ) A ．2 912 kJ B ．2 953 kJ C ．3 236 kJ D ．3 867 kJ 解析：由热化学方程式可知，2 molCO 燃烧可放出566 kJ 热量，则1 mol CO 完全燃烧释放283 kJ 热量，同理3 mol CH 4释放3×890 kJ ＝2 670 kJ 热量，所以1 mol CO 和3 mol CH 4完全燃烧共释放热量为2 953 kJ 。 答案：B 2．已知A(g)＋B(g)===C(g) ΔH 1，D(g)＋B(g)===E(g) ΔH 2，且ΔH 1＜ΔH 2，若A 和D 的混合气体1 mol 完全与B 反应，反应热为ΔH 3，则A 和D 的物质的量之比为( ) A.ΔH 3－ΔH 2ΔH 3－ΔH 1 B.ΔH 2－ΔH 3ΔH 3－ΔH 1 C.ΔH 2－ΔH 3ΔH 1－ΔH 3 D.ΔH 3－ΔH 1ΔH 2－ΔH 3 解析：设1 mol 混合气体中含A x mol ，D y mol ，

则有??? x ＋y ＝1ΔH 1x ＋ΔH 2y ＝ΔH 3，解得????? x ＝ΔH 2－ΔH 3ΔH 2－ΔH 1y ＝ΔH 3 －ΔH 1ΔH 2－ΔH 1 故x y ＝ΔH 2－ΔH 3ΔH 3－ΔH 1 。B 选项正确。 答案：B 3．已知25℃、101 kPa 条件下： (1)4Al(s)＋3O 2(g)===2Al 2O 3(s) ΔH ＝－2 834.9 kJ/mol (2)4Al(s)＋2O 3(g)===2Al 2O 3(s) ΔH ＝－3 119.1 kJ/mol 由此得出的正确结论是( ) A ．等质量的O 2比O 3能量低，由O 2变O 3为吸热反应 B ．等质量的O 2比O 3能量低，由O 2变O 3为放热反应 C ．O 3比O 2稳定，由O 2变O 3为吸热反应 D ．O 2比O 3稳定，由O 2变O 3为放热反应 解析：(2)－(1)得：2O 3(g)===3O 2(g) ΔH ＝－284.2 kJ/mol ，可知等质量的O 2能量低。 答案：A 4．管道煤气的主要成分是H 2、CO 和少量的甲烷。相应的热化学反应方程式为： 2H 2(g)＋O 2(g)===2H 2O(l) ΔH ＝－571.6 kJ/mol 2CO(g)＋O 2(g)===2CO 2(g) ΔH ＝－566 kJ/mol CH 4(g)＋2O 2(g)===CO 2(g)＋2H 2O(l) ΔH ＝－890.3 kJ/mol 当使用管道煤气的用户改用天然气后，在相同条件下燃烧等体积

实验 化学反应速率与活化能

实验 化学反应速率与活化能 一、实验目的 1.了解浓度、温度和催化剂对反应速率的影响。 2.测定过二硫酸铵与碘化钾反应的速率，并计算反应级数、反应速率常数和反应的活化能。 二、实验原理： 在水溶液中过二硫酸铵与碘化钾反应为： (NH 4)2S 2O 8 + 3KI === (NH 4)2SO 4 + K 2SO 4 + KI 3 其离子反应为： S 2O 82- + 3I - === SO 42- + I 3- （1） 反应速率方程为： n I m O S c kc r --?=28 2 式中r 是瞬时速率。若-28 2O S c 、- I c 是起始浓度，则r 表示初速率(v 0)。在实验中只能测定出在一段 时间内反应的平均速率。 t c r O S ??-= -28 2 在此实验中近似地用平均速率代替初速率： t c c kc r O S n I m O S ??-==- --28 228 2 为了能测出反应在△t 时间内S 2O 82-浓度的改变量，需要在混合(NH 4)2S 2O 8 和KI 溶液的同时，加入一定体积已知浓度的Na 2S 2O 3溶液和淀粉溶液，这样在（1）进行的同时还进行着另一反应： 2S 2O 32- + I 3- === S 4O 62- + 3I - （2） 此反应几乎是瞬间完成，（1）反应比（2）反应慢得多。因此，反应（1）生成的I 3-立即与S 2O 32-反应，生成无色S 4O 62-和I -，而观察不到碘与淀粉呈现的特征蓝色。当S 2O 32-消耗尽，（2）反应不进行，（1）反应还在进行，则生成的I 3-遇淀粉呈蓝色。 从反应开始到溶液出现蓝色这一段时间△t 里，S 2O 32- 浓度的改变值为： ） O S ） O S ） O S O S c c c c 始始终(((23 223 223 223 2][---- =--=? 再从（1）和（2）反应对比，则得： 2 (23 228 2） O S O S c c 始--=? 通过改变S 2O 82- 和I -的初始浓度，测定消耗等量的S 2O 82- 的物质的量浓度- ?28 2O S c 所需的不同时间 间隔，即计算出反应物不同初始浓度的初速率，确定出速率方程和反应速率常数。 三、实验步骤 1．浓度对化学反应速率的影响 在室温条件下进行编号Ⅰ的实验。用量筒分别量取20.0ml 0.20mol/L KI 溶液，8.0m l0.010mol/LNa2S2O3溶液和2.0ml 0.20mol/L0.4%淀粉溶液，全部注入烧杯中，混合均匀。 然后用另一量筒取20.0ml 0.2mol/L(NH4)2S2O8溶液，迅速倒入上述混合溶液中，同时开动秒表，并不断搅拌，仔细观察。

高中化学 反应热的比较与计算

【反应热(ΔH)的计算】 一：利用键能求反应热(ΔH) 1. (2018·天津高考)CO 2与CH 4经催化重整，制得合成气：CH 4(g)＋CO 2(g)催化剂 2CO(g)＋2H 2(g) 已知上述反应中相关的化学键键能数据如下： 化学键 C—H C===O H—H CO(CO) 键能/kJ·mol － 1 413 745 436 1 075 则该反应的ΔH ＝__________________。 [答案] ＋120 kJ·mol －1 2. 通常人们把拆开1 mol 某化学键所消耗的能量看成该化学键的键能。键能的大小可以衡量化学键的强弱，也可用于估算化学反应的反应热。 化学键 Si—O Si—Cl H—H H—Cl Si—Si Si—C 键能 /kJ·mol －1 460 360 436 431 176 347 工业上高纯硅可通过下列反应制取：SiCl 4(g)＋2H 2(g)=====高温 Si(s)＋4HCl(g)，该反应的反应热ΔH 为( ) A.＋236 kJ·mol － 1 B.－236 kJ·mol －1 C.＋412 kJ·mol －1 D.－412 kJ·mol － 1 3. 化学反应可视为旧键断裂和新键形成的过程。共价键的键能是两种原子间形成1 mol 共价键(或其逆过程)时释放(或吸收)的能量。已知H—H 键的键能为436 kJ·mol － 1，Cl—Cl 键的键能为243 kJ·mol － 1，H—Cl 键的键能为431 kJ·mol － 1，则H 2(g)＋Cl 2(g)===2HCl(g)的反应热(ΔH)等于( ) A.－183 kJ·mol － 1 B.183 kJ·mol －1 C.－862 kJ·mol －1 C.862 kJ·mol －1 注意：利用键能计算ΔH 的方法 (1)计算公式：ΔH ＝反应物的总键能－生成物的总键能。 (2)计算关键：利用键能计算反应热的关键，就是要算清物质中化学键的数目，清楚中学阶段常见单质、化合物中所含共价键的种类和数目。 物质 (化学键) CO 2 (C===O) CH 4 (C—H) P 4 (P—P) SiO 2 (Si—O) 石墨 (C—C) 金刚石 (C—C) S 8 (S—S) Si (Si—Si) 每个微粒所含 键数 2 4 6 4 1.5 2 8 2 考法二 利用盖斯定律计算ΔH 并书写热化学方程式 1. (2018·高考组合题)请回答下列问题： (1)已知：2N 2O 5(g)===2N 2O 4(g)＋O 2(g) ΔH 1＝－4.4 kJ·mol － 1 2NO 2(g)===N 2O 4(g) ΔH 2＝－55.3 kJ·mol － 1 课题：反应热的计算与比较 总第( )期 命题人：沈立鹏

化学反应速率与活化能的测定实验报告

化学反应速率与活化能的测定实验报告 姓名 班级 试验时间 第 室 号位 指导教师 实验目的 1． 了解浓度、温度及催化剂对化学反应速率的影响。 2． 测定（NH 4）2S 2O 8与KI 反应的速率、反应级数、速率系数和反应的活化能。 实验原理 （NH 4）2S 2O 8和KI 在水溶液中发生如下反应： S 2O 82-(aq)+ 3I -(aq) ＝ 2SO 42- (aq)+ I 3-(aq) （1） 这个反应的平均反应速率为 v = - 228(S O ) c t - = 228(S O )(I )kc c αβ-- 式中：v ── 反应的平均反应速率； 228(S O )c - ── t 时间内228S O -的浓度变化； 228(S O )c -，(I )c - ── 228S O -，I -的起始浓度； k ── 该反应的速率系数； ,αβ ──反应物228S O -，I -的反应级数，()αβ+为该反应的总级数。 为了测出在一定时间（t ）内S 2O 82-的浓度变化，在混合(NH 4)2S 2O 8和KI 溶液的同时，加入一定体积的已知浓度的Na 2S 2O 3溶液和淀粉，这样在反应（1）进行的同时，还有以下反应发生： 2S 2O 32- (aq) + I 3－(aq) ══ S 4O 62-(aq) + 3I -(aq) （2） 由于反应（2）的速率比反应（1）的大得多，由反应（1）生成的I 3－会立即与S 2O 32-反应生成无色的S 4O 62-和I -。这就是说，在反应开始的一段时间内，溶液呈无色，但当Na 2S 2O 3一旦耗尽，由反应（1）生成的微量I 3－就会立即与淀粉作用，使溶液呈蓝色。 由反应（1）和（2）的关系可以看出，每消耗1mol S 2O 82- 就要消耗2 mol 的S 2O 32-，即 c （S 2O 82-）= 12 c （S 2O 32-） 由于在t 时间内，S 2O 32-已全部耗尽，所以c （S 2O 32-）实际上就是反应开始时Na 2S 2O 3的浓度，即 －c （S 2O 32-）= 0c （S 2O 32-） 这里的0c （S 2O 32-）为Na 2S 2O 3的起始浓度。在本实验中，由于每份混合液中Na 2S 2O 3的起始浓度都相同，因而c （S 2O 32-）也是相同的，这样，只要记下从反应开始到出现蓝色所需要的时间（t ），就可以算出一定温度下该反应的平均反应速率： v =228() c S O t - - =()2232c S O t -- = ()02232c S O t - 按照初始速率法，从不同浓度下测得的反应速率，即可求出该反应的反应级数α和β，进而求得

乙酸乙酯皂化反应速率常数及活化能的测定

乙酸乙酯皂化反应速率常数及活化能的测定 一、实验目的 1．通过电导法测定乙酸乙酯皂化反应速度常数。 2．求反应的活化能。 3．进一步理解二级反应的特点。 4．掌握电导仪的使用方法。 二、实验原理 反应速率与反应物浓度的二次方成正比的反应为二级反应。其速率方程为 4.1 将速率方程积分可得动力学方程： 4.2 式中为反应物的初始浓度，为时刻反应物的浓度，为二级反应的速率常数。以 对时间作图应为一直线，直线的斜率即为。 对大多数反应，反应速率与温度的关系可用阿仑尼乌斯经验方程来表示： 4.3 式中为阿仑尼乌斯活化能或叫反应活化能，为指前因子，为速率常数。 实验中若测得两个不同温度下的速率常数，由（4.3）式很容易得到： 4.4 由（4.4）式可求活化能。 乙酸乙脂皂化反应是二级反应 ＝ 动力学方程为 4.5 由（4.5）式可以看出，只要测出t时刻的x值，c0为已知的初始浓度，就可以算出速率常数k2。实验中反应物浓度比较低，因此我们可以认为反应是在稀的水溶液中进行，CH3COONa 是全部解离的。在反应过程中Na+的浓度不变，OH-的导电能力比CH3COO-的导电能力大，随着反应的进行，OH-不断减少，CH3COO-不断增加，因此在实验中我们可以用测量溶液的电导（G）来求算速率常数k2。 体系电导值的减少量与产物浓度x的增大成正比： 4.6

4.7 式中为时溶液的电导，为时间时溶液的电导，为反应进行完全（→∞）时溶液的电导。将（4.6）、（4.7）两式代入（4.5）式得： 整理得： 4.8 实验中测出及不同时刻所对应的，用对作图得一直线，由直线的斜率 可求出速率常数。若测得两个不同温度下的速率常数，后，可用（4.4）式求出该反应的活化能。 三、仪器与试剂 1、仪器 电导率仪(附DJS-1型铂黑电极)1台；电导池1只；恒温水浴1套；停表1只；移液管(10ml)3只；磨口三角瓶(200ml)1个。 2、药品 NaOH水溶液(0.0200mol·dm-3)；乙酸乙酯(A.R.)；电导水。 四、实验步骤 1. 配制溶液 配制与NaOH准确浓度(约0.0200mol· L-1)相等的乙酸乙酯溶液。其方法是:找出室温下乙酸乙酯的密度，进而计算出配制250mL0.0200mol· L-1(与NaOH准确浓度相同)的乙酸乙酯水溶液所需的乙酸乙酯的毫升数V，然后用lmL移液管吸取Vml乙酸乙酯注入250ml容量瓶中，稀释至刻度，即为0.0200 mol· L-1的乙酸乙酯水溶液。 2. 调节恒温槽 将恒温槽的温度调至(25.0±0.1)℃［或(30.0±0.1)℃］。 3. 调节电导率仪 4. 溶液起始电导率κ0的测定 在干燥的200ml磨口三角瓶中，用移液管加入50ml 0.0200 mol· L-1的NaOH溶液和同数量的电导水，混合均匀后，倒出少量溶液洗涤电导池和电极，然后将剩余溶液倒入电导池 (盖过电极上沿约2cm)，恒温约15min，并轻轻摇动数次，然后将电极插入溶液，测定溶液电导率，直至不变为止，此数值即为κ0。 5. 反应时电导率κt的测定 用移液管移取50ml 0.0200mol· L-1的CH3COOC2H5，加入干燥的200mL磨口三角瓶中，用另一只移液管取50ml 0.0200 mol· L-1的NaOH，加入另一干燥的200ml磨口三角瓶中。将两个三角瓶置于恒温槽中恒温15min，并摇动数次。同时，将电导池从恒温槽中取出，弃去上次溶液，用电导水洗净。将温好的NaOH溶液迅速倒入盛有CH3COOC2H5的三角瓶中，同时开动停表，作为反应的开始时间，迅速将溶液混合均匀，并用少量溶液洗涤电导池和电极，然后将溶液倒入电导池(溶液高度同前)，测定溶液的电导率kt，在4min、6min、8min、10min、12min、15min、20min、25min、30min、35min、40min各测电导率一次，记下kt和对应的时间t。 6. 另一温度下κ0和kt的测定 调节恒温槽温度为(35.0±0.1)℃［或(40.0±0.1)℃］。重复上述4、5步骤，测定另一温度下的κo和kt。但在测定κt时，按反应进行4min、6min、8min、10min、12min、15min、18min、21min、24min、27min、30min测其电导率。实验结束后，关闭电源，取出电极，用电导水洗净并置于电导水中保存待用。 五、数据的记录及处理

化学反应热的计算练习题及答案解析

化学反应热的计算练习 题及答案解析 LEKIBM standardization office【IBM5AB- LEKIBMK08- LEKIBM2C】

1-3《化学反应热的计算》课时练 双基练习 1．在一定温度下，CO和CH4燃烧的热化学方程式分别为 2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g)ΔH＝－566 kJ/mol CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)ΔH＝－890 kJ/mol 1 molCO和3 mol CH4组成的混合气体，在相同条件下完全燃烧时，释放的热量为() A．2 912 kJ B．2 953 kJ C．3 236 kJ D．3 867 kJ 解析：由热化学方程式可知，2 molCO燃烧可放出566 kJ热量，则1 mol CO完全燃烧释放283 kJ热量，同理3 mol CH4释放3×890 kJ＝2 670 kJ热量，所以1 mol CO和3 mol CH4完全燃烧共释放热量为2 953 kJ。 答案：B 2．已知A(g)＋B(g)===C(g)ΔH1，D(g)＋B(g)===E(g)ΔH2，且 ΔH1＜ΔH2，若A和D的混合气体1 mol完全与B反应，反应热为ΔH3，则A和D的物质的量之比为() 解析：设1 mol混合气体中含A x mol，D y mol，

则有??? x ＋y ＝1ΔH 1x ＋ΔH 2y ＝ΔH 3，解得????? x ＝ΔH 2－ΔH 3ΔH 2－ΔH 1y ＝ΔH 3 －ΔH 1ΔH 2－ΔH 1 故x y ＝ΔH 2－ΔH 3ΔH 3－ΔH 1 。B 选项正确。 答案：B 3．已知25℃、101 kPa 条件下： (1)4Al(s)＋3O 2(g)===2Al 2O 3(s) ΔH ＝－2 kJ/mol (2)4Al(s)＋2O 3(g)===2Al 2O 3(s) ΔH ＝－3 kJ/mol 由此得出的正确结论是( ) A ．等质量的O 2比O 3能量低，由O 2变O 3为吸热反应 B ．等质量的O 2比O 3能量低，由O 2变O 3为放热反应 C ．O 3比O 2稳定，由O 2变O 3为吸热反应 D ．O 2比O 3稳定，由O 2变O 3为放热反应 解析：(2)－(1)得：2O 3(g)===3O 2(g) ΔH ＝－ kJ/mol ，可知等质量的O 2能量低。 答案：A 4．管道煤气的主要成分是H 2、CO 和少量的甲烷。相应的热化学反应方程式为： 2H 2(g)＋O 2(g)===2H 2O(l) ΔH ＝－ kJ/mol 2CO(g)＋O 2(g)===2CO 2(g) ΔH ＝－566 kJ/mol CH 4(g)＋2O 2(g)===CO 2(g)＋2H 2O(l) ΔH ＝－ kJ/mol

化学反应热概念

.化学反应热概念 化学反应伴能变，成键放出断需要。 左能高常是放热，置氢中和和燃烧。 炭水铵碱分解类，吸热自然右能高。 2.燃料燃烧知识理解 能源紧张，不久用光。 接触充分，空气足量。 节能减排，新能跟上。 高效清洁，来日方长。 3.化学反应速率概念理解 化学反应有快慢，摩尔每升比时间。 平均速率标物质，比例与系数有关。 浓度增大我加快，温度升高我翻番。 若能出现催化剂，改变大小更不难。 4.化学平衡概念理解 可逆反应有限度，所有转化不完全。 正逆速率若相等，化学平衡状态现。 此时反应并未停，特征就是动定变。 （或：相反相成，可逆平衡；强弱互争，“逃逸”完成；外表内因，宏微相应；量变质变，运动永恒。） 5. 化学平衡 逆等动定变平衡，一等二最六一定, 正逆反应速相等，转产二率最值衡, 质量体积n分数, 浓度温度色一定，参数可变变不变（变量不变），定达平衡要记清，参数一直不变化，不可用与断平衡。 解释： “逆等动定变平衡”,是指平衡状态有逆、等、动、定、变五个特征。 “一等”是指反应体系中同一反应物（或生成物）的正、逆反应速率相等即达平衡状态。“ 二最”是指转化率、产率达最大值即达平衡状态。 “六一定”是指体系中各组分的质量分数、体积分数、物质的量分数、浓度不再变化，或体系的温度及颜色不再变化即达平衡状态。 “参数可变到不变，定达平衡要记清”是指参数（浓度、温度、质量、压强、体积、密度等）原为变量，后变为恒量，此时可逆反应达平衡状态。 “参数一直不变化，不可用与断平衡”是指若反应过程中参数始终没有变化，此参数不可用于判断可逆反应是否达平衡状态 6.化学平衡图像题 先拐先折，温度高，压强大！ 7.等效平衡

化学反应速率及活化能的测定实验报告.

化学反应速率及活化能的测定实验报告 1.概述 化学反应速率用符号J或ξ表示，其定义为： J=dξ/dt（3-1） ξ为反应进度，单位是mol，t为时间，单位是s。所以单位时间的反应进度即为反应速率。 dξ=v-1B dn B（3-2） 将式（3-2）代入式（3-1）得： J=v-1B dn B/dt 式中n B为物质B的物质的量，dn B/dt是物质B的物质的量对时间的变化率，v B为物质B的化学计量数（对反应物v B取负值，产物v B取正值）。 反应速率J总为正值。J的单位是mol·s-1。 根据质量作用定律，若A与B按下式反应： aA＋bB→cC＋dD 其反应速率方程为： J=kc a（A）c b（B） k为反应速率常数。

a＋b=n n为反应级数。n=1称为一级反应，n=2为二级反应，三级反应较少。反应级数有时不能从方程式判定，如： 2HI→I2＋H2 看起来是二级反应。实际上是一级反应，因为 HI→H＋I（慢） HI＋H→H2＋I（快） I＋I→I2（快） 反应决定于第一步慢反应，是一级反应。从上述可知，反应级数应由实验测定。 反应速率的测定 测定反应速率的方法很多，可直接分析反应物或产物浓度的变化，也可利用反应前后颜色的改变、导电性的变化等来测定，如： 可通过分析溶液中Cl-离子浓度的增加，确定反应速率，也可利用反应物和产物颜色不同，所导致的光学性质的差异进行测定。从上式还可以看到，反应前后离子个数和离子电荷数都有所改变，溶液的导电性有变化，所以也可用导电性的改变测定反应速率。概括地说，任何性质只要它与反应物（或产物）的浓度有函数关系，便可用来测定反应速率。但对于反应速率很快的 本实验测定（NH4）2S2O8（过二硫酸铵）和KI反应的速率是利用一个 在水溶液中，（NH4）2S2O8和KI发生以下反应：

化学反应热效应热化学高考试题集

7.热化学 （2015·）9、最新报道：科学家首次用X射线激光技术观察到CO与O在催化剂表面形成化学键的过程。反应过程的示意图如下： 下列说法中正确的是 A、CO和O生成CO2是吸热反应 B、在该过程中，CO断键形成C和O C、CO和O生成了具有极性共价键的CO2 D、状态Ⅰ→状态Ⅲ表示CO与O2反应的过程 （2015·）6．黑火药是中国古代的四大发明之一，其爆炸的热化学方程式为： S(s)+2KNO3(s)+3C(s)==K2S(s)+N2(g)+3CO2(g) ΔH= x kJ·mol－1 已知硫的燃烧热ΔH1= a kJ·mol－1 S(s)+2K(s)==K2S(s) ΔH2= b kJ·mol－1 2K(s)+N2(g)+3O2(g)==2KNO3(s) ΔH3= c kJ·mol－1 则x为 A．3a+b－c B．c +3a－b C．a+b－c D．c+a－b （2015·）8．已知H2O2在催化剂作用下分解速率加快，其能量随反应进程的变化如下图所示。下列说确的是（） A．加入催化剂，减小了反应的热效应

B．加入催化剂，可提高H2O2的平衡转化率 C．H2O2分解的热化学方程式：H2O2 → H2O + O2 + Q D．反应物的总能量高于生成物的总能量 （2015·）15. 在体积均为1．0L的量恒容密闭容器中加入足量的相同的碳粉，再分别加入0.1molCO2和0.2molCO2，在不同温度下反应CO2(g)＋c(s)2CO(g)达到平衡，平衡时CO2的物质的量浓度c(CO2)随温度的变化如图所示(图中Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ点均处于曲线上)。下列说确的是（） A．反应CO2(g)＋c(s)2CO(g) △S>0、△H<0 B．体系的总压强P总：P总(状态Ⅱ)>2P总（状态Ⅰ） C．体系中c(CO)：c(CO，状态Ⅱ)<2c(CO，状态Ⅲ) D．逆反应速率V逆：V逆（状态Ⅰ）>V逆（状态Ⅲ) （2015·）4．己知丙烷的燃烧热△H=-2215K J·m o l-1，若一定量 的丙烷完全燃烧后生成18g水，则放出的热量约为 A．55 kJ B．220 kJ C． 550 kJ D．1108 kJ （2015·新课标I）28．（15分）碘及其化合物在合成杀菌剂、药物等方面具有广泛图。回答下列问题： （1）大量的碘富集在海藻中，用水浸取后浓缩，再向浓缩液中加MnO2和H2SO4，即可得到I2,该反应的还原产物为____________。