联招化学·键能估算焓变与反应热—活化能图

题目性质：自编仿真题——题目、材料、选项、数据与情境均为按课程标准与联招常见考点独立编写的原创仿真题，非真题原文，未取自任何题库、教辅或试卷；解析与采分点为教研整理，非官方评分标准。

一、考点定位与做题顺序

先记死符号：断裂化学键吸热（+），形成化学键放热（−），故 ΔH ≈ ΣE(断键) − ΣE(成键)。ΔH < 0 放热、ΔH > 0 吸热。键能是平均值，估算结果与量热实测有小差是正常的，不能说「算错了」。

再接能垒图：对同一反应，ΔH = E_a(正) − E_a(逆)，即 E_a(逆) − E_a(正) = −ΔH。放热反应 ΔH<0 ⇒ 逆反应活化能更大。催化剂同时等倍降低正、逆活化能，故差值不变、ΔH 不变、平衡位置不变，只改变达到平衡的快慢。下面键能与活化能均为自编示意数值，不代表真实热力学数据。

二、逐题精讲

题1

题1 由键能估算 ΔH 与能垒回验

自编示意键能（kJ/mol）：H−H 436、Cl−Cl 243、H−Cl 431、N≡N 945、N−H 391。

(1) 估算 H₂(g) + Cl₂(g) → 2HCl(g) 的 ΔH；(2) 估算 N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) 的 ΔH；(3) 若第(1)反应自编示意的正反应活化能 E_a(正) = 120 kJ/mol，求 E_a(逆)；加入催化剂后 E_a(正) 降为 80 kJ/mol，求新的 E_a(逆) 与 ΔH，并说明什么变了、什么没变。

解析

(2) 断键：1 mol N≡N + 3 mol H−H = 945 + 3×436 = 945 + 1308 = 2253 kJ；成键：2 mol NH₃ 含 6 mol N−H = 6×391 = 2346 kJ。
ΔH = 2253 − 2346 = −93 kJ/mol（放热）。
计量回验：2NH₃ 共 6 个 N−H 键，写成 3×2 或 6×391 都行；若误按 2 mol N−H 算会得 ΔH = +1471 kJ/mol 的荒谬值，可用「产物分子数×每分子键数」这一步自检。
近似说明：键能是同类键的平均值，本示意估算得 −93 kJ/mol，与量热法实测值会有几 kJ/mol 量级的小差属正常；答题时写「约」并注明「键能平均近似」，不要说成精确热力学数据。

(3) 由 E_a(逆) − E_a(正) = −ΔH = +183 kJ/mol：
未加催化剂：E_a(逆) = 120 + 183 = 303 kJ/mol。
加催化剂后 E_a(正) = 80，故 E_a(逆) = 80 + 183 = 263 kJ/mol；ΔH 仍为 −183 kJ/mol。
变了的：正逆活化能各降 40 kJ/mol（120→80、303→263），反应速率加快、更快达到平衡。
没变的：① 正逆活化能差值仍 183 kJ/mol；② ΔH、ΔG、平衡常数 K、平衡位置；③ 反应物与生成物的能量水平（能垒图上两端高度不动，只是峰变矮）。
本题最值得写的一句是：催化剂不能把放热反应变成吸热反应——它只改「翻山的高度」，不改「山两边的高度差」。

答案　(1) ΔH=679−862=−183 kJ/mol；(2) ΔH=2253−2346=−93 kJ/mol（6 个 N−H）；(3) E_a(逆)=303 kJ/mol，催化后 263 kJ/mol，ΔH 仍 −183；变的是正逆活化能与速率，不变的是差值、ΔH、K、平衡位置与两端能量水平。

采分点　(1) 断键 679 1 分；成键 862 1 分；−183 与符号 1 分；(2) 断键 2253 1 分；6×391 1 分；−93 1 分；近似说明 1 分；(3) 逆 303 1 分；催化后 263 1 分；ΔH 不变 1 分；变/不变清单 1 分。

易错点　把 ΔH 写成 成键−断键（+183，号反）；NH₃ 只算 2 个 N−H 键；把 3 mol H₂ 写成 3×391；说「催化剂使 ΔH 变小」；把 E_a(逆) 算成 120−183=−63（负值荒谬）；漏写「键能平均近似」。

题2

题2 盖斯式对照、误差方向与图线判定

(1) 若把 H−Cl 键能误取成 400 kJ/mol（其余不变），求第(1)反应的 ΔH，并说明与正确值相差多少、方向如何；(2) 用盖斯定律思路把第(1)反应拆成「断键（吸热）＋成键（放热）」两步，写出两步的 ΔH₁、ΔH₂ 并验证 ΔH₁+ΔH₂ = −183 kJ/mol；(3) 在「能量—反应进程」图上，说明放热反应的反应物/生成物相对高度、峰的位置，以及加入催化剂后图线哪一部分改变；若某同学把峰画得比反应物还低，指出错在哪里。

解析

(2) 拆两步（自编示意，键能即平均解离/生成焓）：
步骤①（断键，吸热）：H₂ + Cl₂ → 2H· + 2Cl·，ΔH₁ = +679 kJ/mol（断 1 H−H + 1 Cl−Cl）。
步骤②（成键，放热）：2H· + 2Cl· → 2HCl，ΔH₂ = −862 kJ/mol（成 2 H−Cl）。
相加：ΔH₁ + ΔH₂ = 679 − 862 = −183 kJ/mol ✓，与题1 完全一致。
盖斯要点：总焓变只与始态、终态有关，与分几步走无关；中间体（自由基）在两步里一生成一消耗，相加时整体消去，所以把它写成一步或两步结果相同。这也解释了为什么键能估算本质就是盖斯定律的一次应用。

(3) 图线判定：
放热反应：反应物能量高于生成物（ΔH<0，产物线画在更低处），两端高度差 = |ΔH| = 183 kJ/mol。
峰：从反应物水平向上到过渡态的顶点，峰高相对反应物 = E_a(正) = 120 kJ/mol；相对生成物 = E_a(逆) = 303 kJ/mol（更高，与「逆反应活化能更大」一致）。
加催化剂后改变的只有「峰的高度」：峰降到 80 kJ/mol（相对反应物），逆峰降到 263 kJ/mol；反应物与生成物两条水平线、两端高度差、ΔH 全都不动。
把峰画得比反应物还低错在：那等于 E_a(正) < 0，意味着反应不需要翻越任何能垒甚至「下坡即达」，与活化能定义矛盾；同时也破坏了 E_a(逆) − E_a(正) = −ΔH 的关系（若峰低于反应物，逆峰与正峰的差不再等于 183）。正确画法：峰必须高于反应物线，催化剂只把它压低、不能压到反应物以下。

答案　(1) H−Cl 取 400 得 ΔH′=−121 kJ/mol，比 −183 偏大 62（=2×31），成键能低估使 ΔH 向正移；(2) 断键 ΔH₁=+679、成键 ΔH₂=−862，相加 −183，中间体消去，体现盖斯定律；(3) 放热图产物线更低、峰高于反应物（E_a正=120、E_a逆=303），催化剂只压低峰至 80/263，两端与 ΔH 不动；峰低于反应物等于 E_a<0，违反定义与差值关系。

采分点　(1) 800 与 −121 1 分；差 62 与 2ΔE 1 分；方向说明 1 分；(2) 两步 ΔH 各 1 分；相加回验 1 分；盖斯「始态终态/中间体消去」1 分；(3) 产物线更低 1 分；两个峰高 1 分；催化剂只改峰 1 分；指出 E_a<0 与差值关系被破坏 1 分。

易错点　(1) 把差算成 31（漏 ×2）；说「放热更多」；(2) 把 ΔH₁ 写成 −679；不知道中间体要消去；(3) 把放热图画成产物线更高；说催化剂让产物线下降；把峰画到反应物以下还认为是「催化效果强」。

三、规律小结与对照表

键能题三句话：断键吸、成键放，ΔH = 断 − 成；E_a(逆) − E_a(正) = −ΔH，放热反应逆活化能一定更大；催化剂只把峰压矮，两端水平线与 ΔH 一律不动。拆成「断键＋成键」两步再相加，就是盖斯定律的一次落地；键能是平均值，与量热实测差几 kJ/mol 要写「约」并说明近似。436/243/431/945/391、−183、−93、303 与 263 均为自编示意数值，不代表真实热力学数据；解析与采分点为教研整理，非官方评分标准。

四、自测清单

• □ 先列断键清单与成键清单，逐项乘键数；
• □ ΔH = 断 − 成，算完用符号判放热/吸热；
• □ 含 NH₃ 一类分子先数清「分子数 × 每分子键数」；
• □ 用 E_a(逆)−E_a(正)=−ΔH 回验两个峰高；
• □ 催化剂只改 E_a 与速率，ΔH/K/平衡/两端水平不变；
• □ 写「约」并注明键能平均近似，不当精确数据。