第一章 化学反应的热效应（知识清单）化学人教版2019选择性必修1

第一章 化学反应的热效应 第一节 反应热 一、反应热及其测定 1．体系与环境 以盐酸与NaOH溶液的反应为例 体系 在热学中________是与周围其他部分区分开来的根据需要所研究的对象。如我们可将盐酸、NaOH溶液及发生的反应等看作一个反应体系，简称体系(又称系统)。 环境 与体系相互影响的其他部分，如盛有溶液的试管和溶液之外的空气等看作________。 关联 体系与环境之间存在________交换或________交换。 2．反应热 (1)含义：在________条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的________，称为化学反应的热效应，简称反应热。 (2)符号：________ (3)单位：________或________ (4)测定方法：利用________直接测定 3．中和热概念及其数值 (1)概念：在________中，酸与碱发生中和反应生成1mol ________时释放的热量称为中和热 (2)表示方法：H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ·mol－1 4．反应热测定 测定原理 环境温度不变时，根据测得的体系的温度变化和有关物质的比热容等来计算反应热。 计算公式：Q＝cmΔt 实验装置 各部分仪器的作用 a．玻璃搅拌器的作用是________________________。 b．隔热层的作用是________________________。 c．温度计的作用是________________________。 实验步骤 ①反应物温度测量(t1) 测量混合前50 mL 0.50 mol·L－1盐酸、50 mL 0.55 mol·L－1氢氧化钠溶液的温度，取两温度平均值，记录为起始温度t1 ②反应后体系温度测量(t2) 将酸碱溶液迅速混合，用玻璃搅拌器轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记录为终止温度t2 ③重复实验操作两次 记录每次的实验数据，取其平均值作为计算依据 说明：①为了保证盐酸完全被中和，采用稍过量的NaOH溶液；②测量完盐酸的温度后，温度计应冲洗干净并擦干；③酸碱溶液一次迅速混合。 实验数据处理 实验次数 反应物的温度/℃ 反应前体系温度 反应后体系温度 温度差 盐酸 NaOH溶液 t1/℃ t2/℃ (t1－t2)/℃ 1 25.0 25.2 25.1 28.5 3.4 2 24.9 25.1 25.0 28.3 3.3 3 25.6 25.4 25.5 29.0 3.5 设溶液的密度均为1 g·cm－3，中和后溶液的比热容c＝4.18 J·g－1·℃－1，则反应放出的热量Q＝cmΔt＝c·[m(盐酸)＋m(NaOH溶液)]·(t2－t1)＝4.18 J·g－1·℃－1×(50 g＋50 g)×℃≈1 421 J≈________kJ。那么生成1 mol H2O放出的热量为＝＝________。 实验结论 大量实验测得，在25 ℃和101 kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液，发生中和反应生成1 mol H2O时，放出________的热量。 二、反应热与焓变 1．常见的吸热反应：大多数分解反应、水解反应、Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应、C与CO2的反应等。常见的放热反应：中和反应、金属与酸的反应、燃烧反应以及大多数化合反应等。 2．反应热与焓变的区别与联系 反应热 焓变 含义 化学反应中吸收或放出的能量 化学反应中生成物所具有的焓与反应物所具有的焓之差 符号 Q ________ 单位 ________ ________ 与能量变化的关系 Q>0，反应________热量 Q<0，反应________热量 ΔH >0， 反应________热量 ΔH <0，反应________热量 二者的相互联系 ΔH 是化学反应在恒定压强下(即敞口容器中进行的化学反应)且不与外界进行电能、光能等其他能量的转化时的反应热，即恒压条件下进行的反应热Q就是焓变△H。 3．从微观角度探讨反应热的实质 以H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)(25 ℃，101 kPa下)的能量变化为例，填写下表中的空白。 化学键 反应中能量变化 1 molA—B化学键 反应中能量变化 H—H 吸收________ kJ 共吸收________kJ Cl—Cl 吸收________ kJ H—Cl 放出________ kJ 共放出________ kJ 结论 H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)的反应热ΔH＝________________ 三、热化学方程式的书写 1．“五步”突破热化学方程式的书写 (1)写出相应的化学方程式。热化学方程式中各物质化学式前的化学计量数只表示其________，可以是整数或________。 (2)标注反应的温度和压强。没有特殊说明是指25 ℃、101 kPa。不用标明反应条件(如“加热”“高温”“催化剂”等) (3)标注各物质聚集状态。在物质后面用括号标注各物质的聚集状态：气体用“_____”，液体用“_____”，固体用“______”，溶液用“________”。 (4)标注ΔH的正负。化学方程式后面空一格标注ΔH，若为放热反应，ΔH为“_____”；若为吸热反应，ΔH为“_____”。 (5)计算ΔH的数值。根据化学方程式中的化学计量数计算写出ΔH的数值。ΔH单位是________。 2．书写热化学方程式的注意点 (1)需注明环境的温度和压强(25 ℃、101 kPa，可不注明)。 (2)应注明反应物和生成物的________。 (3)对于相同的反应，当化学计量数不同时，其ΔH________。 (4)注意可逆反应的热效应 可逆反应中的“ΔH”表示的是完全反应时对应的焓变值。若按该反应的化学计量数投料进行反应，由于可逆反应不能进行彻底，那么吸收或放出的热量一定比该值小。 四、燃烧热 1．定义： 在________时，1mol纯物质完全燃烧生成________时所放出的热量，单位：_______________。 (1)条件：________，通常温度为________； (2)可燃物的用量：________； (3)指定产物：C→________，H→________，S→________，N→N2(g)等。生成的水为液态不能是气态。 (4)含义：如H2的燃烧热为285.8 kJ·mol－1含义________________________________________________。 2．表达方式： (1)符号表达：物质燃烧一定________热量，用ΔH表示时，一定为________值，如H2的燃烧热ΔH=-285.8 kJ·mol－1； (2)语言叙述：在用语言叙述时，不带“-”，如H2的燃烧热为285.8kJ·mol－1。 3．燃烧热的热化学方程式 燃烧热指________可燃物燃烧放出的热量，与可燃物的物质的量无关。配平燃烧热的热化学方程式时先把可燃物的化学计量数定为______，再配平其他物质。 4．反应热与燃烧热的比较 反应热 燃烧热 能量的变化 ________ ________ ΔH的大小 放热时，ΔH ________0；吸热时，ΔH ________0 ________ 反应物的量 不限 ________ 生成物 无要求 ________ 热化学方程式 有无数个 ________ 5．燃烧热和中和热的比较 燃烧热 中和热 相同点 能量变化 ________ ΔH及其单位 ΔH＜0，单位均为________ 不同点 反应物的量 ________ 不一定为________ 生成物的量 不确定 生成水的量为________ 反应热的含义 101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，即C→________、H→________、S→________、N元素→N2(g)、X(卤素)→HX(g)。 在稀溶液里，酸与碱发生中和反应生成________水时所放出的热量 表示方法 燃烧热ΔH＝－a kJ·mol－1(a＞0) 强酸与强碱反应的中和热ΔH＝－57.3 kJ·mol－1 特点 物质燃烧一定________热，ΔH一定为________值 弱酸、弱碱电离吸热，中和热数值比57.3______，有沉淀生成的中和热数值比57.3_______ 第二节 反应热的计算 一、盖斯定律 1．内容：一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是________的。 2．特点 (1)在一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的________、________有关，而与反应的________无关。 (2)反应热总值一定，如图表示始态到终态的反应热。 则ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝_____________。 3．意义 有些反应的反应热虽然无法直接测得，但可通过________的方法测定。 二、反应热的计算 1．依据热化学方程式：反应热的绝对值与各物质的物质的量成正比，依据热化学方程式中的ΔH求反应热，热化学方程式中反应热数值与各物质的化学计量数成正比。例如， aA(g)＋bB(g)===cC(g)＋dD(g) ΔH a b c d |ΔH| n(A) n(B) n(C) n(D) Q 则。 2．依据盖斯定律：根据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH相加或相减，得到一个新的热化学方程式，同时反应热也作相应的改变。 3．依据反应物断键吸收热量Q吸与生成物成键放出热量Q放进行计算：ΔH＝_____________。 4．依据反应物的总能量E反应物和生成物的总能量E生成物进行计算：ΔH＝_____________。 5．依据物质的燃烧热ΔH计算：Q放＝________。 6．依据比热公式计算：Q＝________。 ▁▃▅▇易错点01：与能量变化的易错点 (1)化学反应的本质是旧化学键断裂和新化学键形成，任何化学反应都具有热效应。 (2)不能根据反应条件判断反应是放热还是吸热，需要加热才能进行的反应不一定是吸热反应，不需要加热就能进行的反应也不一定是放热反应。 (3)有能量变化的过程不一定是放热反应或吸热反应，如水结成冰放热但不属于放热反应。 ▁▃▅▇易错点01：化学反应与能量变化的易错点 (1)物质发生化学反应一定伴随着能量变化，但伴随能量变化的物质变化不一定都是化学变化。如水蒸气变成液态水的过程放热，但该变化为物理变化。 (2)化学反应的能量变化主要表现为热量变化，但并不完全是热量变化，还有光能、电能等。 (3)一个反应是吸热反应还是放热反应与反应条件无必然关系。有些放热反应需加热才能进行。而吸热反应NH4Cl与Ba(OH)2·8H2O在常温常压下即可进行。 (4)破坏反应物中的化学键吸收的能量越小，说明反应物越不稳定，本身的能量越高。 (5)形成生成物的化学键放出的能量越多，说明生成物越稳定，本身的能量越低。 (6)化学反应的本质是旧化学键断裂和新化学键形成，任何化学反应都具有热效应。 (7)不能根据反应条件判断反应是放热还是吸热，需要加热才能进行的反应不一定是吸热反应，不需要加热就能进行的反应也不一定是放热反应。 (8)物质三态变化时，能量的变化形式为固态液态气态。 ▁▃▅▇易错点01：与热化学方程式书写有关的易错点 (1)注明反应条件：反应热与测定条件(温度、压强等)有关。绝大多数反应是在25 ℃、101 kPa下进行的，可不注明。 (2)注明物质状态：常用s、l、g、aq分别表示固体、液体、气体、溶液。 (3)注意符号单位：ΔH应包括“＋”或“－”、数字和单位(kJ·mol－1)。 (4)注意守恒关系：①原子守恒和得失电子守恒；②能量守恒。(ΔH与化学计量数相对应) (5)区别于普通方程式：一般不注“↑”、“↓”以及“点燃”、“加热”等。 (6)注意热化学方程式的化学计量数 热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，可以是整数，也可以是分数。且化学计量数必须与ΔH相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。 (7)同素异形体转化的热化学方程式除了注明状态外，还要注明名称。 ▁▃▅▇易错点01：与焓变大小比较有关的易混的易错点 (1)比较ΔH的大小时需考虑正负号，对放热反应，放热越多，ΔH越小；对吸热反应，吸热越多，ΔH越大。 (2)吸热反应的ΔH比放热反应的大(前者>0，后者<0)。 (3)产物相同时，同种气态物质燃烧放出的热量比等量的固态物质燃烧放出的热量多；反应物相同时，生成同种液态物质放出的热量比生成等量的气态物质放出的热量多。 (4)生成等量的水时，强酸和强碱的稀溶液反应比弱酸和强碱(或弱碱和强酸，或弱酸和弱碱)的稀溶液反应放出的热量多。 (5)对于可逆反应，因反应不能进行完全，实际反应过程中放出或吸收的热量要小于相应热化学方程式中的反应热数值。 (6)ΔH与反应的“可逆性”。可逆反应的ΔH表示反应完全时的热量变化，与反应是否可逆无关，如N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) ΔH＝－92.4 kJ·mol－1，表示在298 K时，1 mol N2(g)和3 mol H2(g)完全反应生成2 mol NH3(g)时放出92.4 kJ的热量。但实际上1 mol N2(g)和3 mol H2(g)充分反应，不可能生成2 mol NH3(g)，故实际反应放出的热量小于92.4 kJ。 ▁▃▅▇易错点01：理解中和热时的易错点 (1)条件：稀溶液，因浓酸溶液或浓碱溶液稀释时会放出热量； (2)反应物：酸与碱 (在中学化学中，只讨论强酸和强碱反应的中和热)； (3)生成物及其物质的量：必须是形成1mol的H2O(l)； (4)表述：用文字叙述中和热时，不带“－”；用ΔH表示时，带上“－”；如：强酸与强碱反应的中和热为57.3 kJ·mol－1或ΔH＝－57.3 kJ·mol－1； (5)强酸、强碱发生中和反应时，中和热为一定值，与酸、碱的用量无关，与其中一种过量也无关，但酸和碱放出的热量与其用量有关； (6)浓的强酸和强碱在发生中和反应的同时还要发生溶解，溶解要放出热量，故放出热量大于57.3kJ； (7)弱酸和弱碱在发生中和反应的同时还要发生电离，电离要吸收热量，故放出热量小于57.3kJ； (8)中和反应的实质是H+和OH－化合反应生成H2O。若反应过程中有其它物质生成(生成不溶物质或难电离的物质等)，这部分热量不包含在中和热内。 ▁▃▅▇易错点02：中和热测定 (1)酸碱溶液应当用强酸、强碱的稀溶液(0.1 mol/L～0.5 mol/L) ①测定中和热时不能用浓酸或浓碱，因浓酸或浓碱溶于水一般都要放热。 ②测定中和热时不能用弱酸或弱碱，因弱酸或弱碱在水溶液中不能完全电离，若改用弱酸或弱碱，它们电离时要吸收一部分热量。 (2)要使用同一支温度计：分别先后测量酸、碱及混合液的温度时，测定一种溶液后必须用水冲洗干净并用滤纸擦干。温度计的水银球部分要完全浸入溶液中，且要稳定一段时间再记下读数。 (3)实验中所用的盐酸和氢氧化钠溶液配好后要充分冷却至室温，才能使用。 (4)操作时动作要快，尽量减少热量的散失。 (5)实验时亦可选用浓度、体积都不相同的酸碱溶液进行中和热的测定，但在计算时，应取二者中量小的一种，因为过量的酸碱并不参与中和反应。 (6)取多次实验t1、t2的平均值代入公式计算，而不是结果的平均值，计算时应注意单位的统一。 ▁▃▅▇易错点01：与盖斯定律应用有关的易错点 (1)叠加各反应式时，有的反应要逆向写，ΔH符号也相反，有的反应式要扩大或缩小，ΔH也要相应扩大或缩小。 (2)比较反应热大小时，反应热所带“＋”“－”均具有数学意义，参与大小比较。 (3)利用键能计算反应热时，要注意物质中化学键的个数。如1 mol NH3中含有3 mol N—H键，1 mol P4中含有6 mol P—P键等。 (4)同一物质的三态变化(固、液、气)，状态由固→液→气变化时，会吸热；反之会放热。 (5)当热化学方程式乘、除以某一个数时，ΔH也应相应地乘、除以某一个数；方程式进行加减运算时，ΔH也同样要进行加减运算，且要带“＋”“－”符号。 (6)将一个热化学方程式颠倒书写时，ΔH的符号也随之改变，但数值不变。 ■方法01 解答能量变化图像题的“4关键” 【解题通法】 (1)从反应物至最高点的能量数值表示正反应的活化能，即E1； (2)从最高点至生成物的能量数值表示逆反应的活化能，即E2； (3)ΔH＝E1－E2； (4)催化剂只能影响正、逆反应的活化能，而不能影响反应的ΔH。 某反应由两步反应A→B→C构成，它的反应能量曲线如图(E1、E2、E3、E4表示活化能)。下列有关叙述正确的是( ) A．两步反应均为吸热反应 B．三种化合物中C最稳定 C．加入催化剂会改变反应的焓变 D．整个反应的ΔH＝E1－E2 ■方法02 依据键能计算化学反应的反应热 【解题通法】 (1)熟记反应热ΔH的基本计算公式 ΔH＝E(生成物的总能量)－E(反应物的总能量) ΔH＝E(反应物的总键能)－E(生成物的总键能) (2)规避两个易失分点 ①旧化学键的断裂和新化学键的形成是同时进行的，缺少任一个过程都不是化学变化。 ②常见物质中的化学键数目 物质 CO2 (C===O) CH4 (C—H) P4 (P—P) SiO2 (Si—O) 石墨 金刚 石 S8 (S—S) Si 键数 2 4 6 4 1.5 2 8 2 【典型例题】通常人们把拆开1 mol某化学键(气态物质)所消耗的最低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 N—Cl N≡N H—H H—Cl 键能/kJ·mol-1 200 946 436 431 三氯化氮可以与氢气反应：2NCl3(g)+3H2(g)=N2(g)+6HCl(g)，估算该反应的ΔH=　　　　。  ■方法03 热化学方程式正误判断的方法 【解题通法】 【典型例题】25℃、101 kPa时，1 g甲醇完全燃烧生成CO2和液态H2O，同时放出22.68 kJ热量。下列表示该反应的热化学方程式中正确的是( ) A．2CH3OH(l)+3O2(g)=2CO2(g)+4H2O(l) △H=+1451.52 kJ·mol-1 B．CH3OH(l)+O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) △H=-725.76 kJ·mol-1 C．2CH3OH+O2=2CO2+4H2O △H=-22.68 kJ·mol-1 D．CH3OH(l)+O2(g)=CO2(g)+2H2O(g) △H=-725.76 kJ·mol-1 ■方法04 根据盖斯定律计算ΔH的步骤和方法 【解题通法】 1．计算步骤 2．计算方法 【典型例题】已知下列热化学方程式： (1)Fe2O3(s)＋3CO(g)===2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－25 kJ·mol－1 (2)3Fe2O3(s)＋CO(g)===2Fe3O4(s)＋CO2(g) ΔH＝－47 kJ·mol－1 (3)Fe3O4(s)＋CO(g)===3FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝19 kJ·mol－1 写出FeO(s)被CO(g)还原成Fe(s)和CO2(g)的热化学方程式：________________。 ■方法05 应用盖斯定律“虚拟路径”法 【解题通法】 若反应物A变为生成物D，可以有两个途径 ①由A直接变成D，反应热为ΔH； ②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。 如图所示： 则有ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。 【典型例题】由金属单质和氯气反应得到CaCl2和BaCl2的能量关系如图所示(M=Ca、Ba)。下列说法不正确的是( ) A．∆H1+∆H3＜0 B．∆H4＞∆H5 C．∆H2(Ba)＜∆H2(Ca) D．∆H1+∆H2+∆H3+∆H4+∆H5+∆H6=∆H 11 / 12 学科网（北京）股份有限公司 $$ 第一章 化学反应的热效应 第一节 反应热 一、反应热及其测定 1．体系与环境 以盐酸与NaOH溶液的反应为例 体系 在热学中体系是与周围其他部分区分开来的根据需要所研究的对象。如我们可将盐酸、NaOH溶液及发生的反应等看作一个反应体系，简称体系(又称系统)。 环境 与体系相互影响的其他部分，如盛有溶液的试管和溶液之外的空气等看作环境。 关联 体系与环境之间存在物质交换或能量交换。 2．反应热 (1)含义：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热。 (2)符号：ΔH (3)单位：kJ·mol－1或kJ/mol (4)测定方法：利用量热计直接测定 3．中和热概念及其数值 (1)概念：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1molH2O(l)时释放的热量称为中和热 (2)表示方法：H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ·mol－1 4．反应热测定 测定原理 环境温度不变时，根据测得的体系的温度变化和有关物质的比热容等来计算反应热。 计算公式：Q＝cmΔt 实验装置 各部分仪器的作用 a．玻璃搅拌器的作用是使反应物混合均匀充分接触。 b．隔热层的作用是减少热量的散失。 c．温度计的作用是测定反应前后反应体系的温度。 实验步骤 ①反应物温度测量(t1) 测量混合前50 mL 0.50 mol·L－1盐酸、50 mL 0.55 mol·L－1氢氧化钠溶液的温度，取两温度平均值，记录为起始温度t1 ②反应后体系温度测量(t2) 将酸碱溶液迅速混合，用玻璃搅拌器轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记录为终止温度t2 ③重复实验操作两次 记录每次的实验数据，取其平均值作为计算依据 说明：①为了保证盐酸完全被中和，采用稍过量的NaOH溶液；②测量完盐酸的温度后，温度计应冲洗干净并擦干；③酸碱溶液一次迅速混合。 实验数据处理 实验次数 反应物的温度/℃ 反应前体系温度 反应后体系温度 温度差 盐酸 NaOH溶液 t1/℃ t2/℃ (t1－t2)/℃ 1 25.0 25.2 25.1 28.5 3.4 2 24.9 25.1 25.0 28.3 3.3 3 25.6 25.4 25.5 29.0 3.5 设溶液的密度均为1 g·cm－3，中和后溶液的比热容c＝4.18 J·g－1·℃－1，则反应放出的热量Q＝cmΔt＝c·[m(盐酸)＋m(NaOH溶液)]·(t2－t1)＝4.18 J·g－1·℃－1×(50 g＋50 g)×℃≈1 421 J≈1.42 kJ。那么生成1 mol H2O放出的热量为＝＝56.8 kJ。 实验结论 大量实验测得，在25 ℃和101 kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液，发生中和反应生成1 mol H2O时，放出57.3 kJ的热量。 二、反应热与焓变 1．常见的吸热反应：大多数分解反应、水解反应、Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应、C与CO2的反应等。常见的放热反应：中和反应、金属与酸的反应、燃烧反应以及大多数化合反应等。 2．反应热与焓变的区别与联系 反应热 焓变 含义 化学反应中吸收或放出的能量 化学反应中生成物所具有的焓与反应物所具有的焓之差 符号 Q ΔH 单位 kJ/mol kJ/mol 与能量变化的关系 Q>0，反应放出热量 Q<0，反应吸收热量 ΔH >0， 反应吸收热量 ΔH <0，反应放出热量 二者的相互联系 ΔH 是化学反应在恒定压强下(即敞口容器中进行的化学反应)且不与外界进行电能、光能等其他能量的转化时的反应热，即恒压条件下进行的反应热Q就是焓变△H。 3．从微观角度探讨反应热的实质 以H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)(25 ℃，101 kPa下)的能量变化为例，填写下表中的空白。 化学键 反应中能量变化 1 molA—B化学键 反应中能量变化 H—H 吸收436 kJ 共吸收679 kJ Cl—Cl 吸收243 kJ H—Cl 放出431 kJ 共放出862 kJ 结论 H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)的反应热ΔH＝－183 kJ·mol－1 三、热化学方程式的书写 1．“五步”突破热化学方程式的书写 (1)写出相应的化学方程式。热化学方程式中各物质化学式前的化学计量数只表示其物质的量，可以是整数或分数。 (2)标注反应的温度和压强。没有特殊说明是指25 ℃、101 kPa。不用标明反应条件(如“加热”“高温”“催化剂”等) (3)标注各物质聚集状态。在物质后面用括号标注各物质的聚集状态：气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，溶液用“aq”。 (4)标注ΔH的正负。化学方程式后面空一格标注ΔH，若为放热反应，ΔH为“－”；若为吸热反应，ΔH为“+”。 (5)计算ΔH的数值。根据化学方程式中的化学计量数计算写出ΔH的数值。ΔH单位是kJ·mol－1。 2．书写热化学方程式的注意点 (1)需注明环境的温度和压强(25 ℃、101 kPa，可不注明)。 (2)应注明反应物和生成物的状态。 (3)对于相同的反应，当化学计量数不同时，其ΔH不同。 (4)注意可逆反应的热效应 可逆反应中的“ΔH”表示的是完全反应时对应的焓变值。若按该反应的化学计量数投料进行反应，由于可逆反应不能进行彻底，那么吸收或放出的热量一定比该值小。 四、燃烧热 1．定义： 在101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量，单位：kJ·mol－1或kJ/mol。 (1)条件：101kPa，通常温度为25℃； (2)可燃物的用量：1mol； (3)指定产物：C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)，N→N2(g)等。生成的水为液态不能是气态。 (4)含义：如H2的燃烧热为285.8 kJ·mol－1含义101 kPa时(25℃)，1 mol H2 完全燃烧生成液态水，放出285.8 kJ的热量。 2．表达方式： (1)符号表达：物质燃烧一定放出热量，用ΔH表示时，一定为负值，如H2的燃烧热ΔH=-285.8 kJ·mol－1； (2)语言叙述：在用语言叙述时，不带“-”，如H2的燃烧热为285.8kJ·mol－1。 3．燃烧热的热化学方程式 燃烧热指1 mol可燃物燃烧放出的热量，与可燃物的物质的量无关。配平燃烧热的热化学方程式时先把可燃物的化学计量数定为1，再配平其他物质。 4．反应热与燃烧热的比较 反应热 燃烧热 能量的变化 放热或吸热 放热 ΔH的大小 放热时，ΔH＜0；吸热时，ΔH＞0 ΔH＜0 反应物的量 不限 1 mol纯物质 生成物 无要求 指定产物 热化学方程式 有无数个 唯一 5．燃烧热和中和热的比较 燃烧热 中和热 相同点 能量变化 放热 ΔH及其单位 ΔH＜0，单位均为kJ·mol－1 不同点 反应物的量 1 mol 不一定为1 mol 生成物的量 不确定 生成水的量为1 mol 反应热的含义 101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，即C→CO2(g)、H→H2O(l)、S→SO2(g)、N元素→N2(g)、X(卤素)→HX(g)。 在稀溶液里，酸与碱发生中和反应生成1mol水时所放出的热量 表示方法 燃烧热ΔH＝－a kJ·mol－1(a＞0) 强酸与强碱反应的中和热ΔH＝－57.3 kJ·mol－1 特点 物质燃烧一定放热，ΔH一定为负值 弱酸、弱碱电离吸热，中和热数值比57.3小，有沉淀生成的中和热数值比57.3大 第二节 反应热的计算 一、盖斯定律 1．内容：一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。 2．特点 (1)在一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的始态、终态有关，而与反应的途径无关。 (2)反应热总值一定，如图表示始态到终态的反应热。 则ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5。 3．意义 有些反应的反应热虽然无法直接测得，但可通过间接的方法测定。 二、反应热的计算 1．依据热化学方程式：反应热的绝对值与各物质的物质的量成正比，依据热化学方程式中的ΔH求反应热，热化学方程式中反应热数值与各物质的化学计量数成正比。例如， aA(g)＋bB(g)===cC(g)＋dD(g) ΔH a b c d |ΔH| n(A) n(B) n(C) n(D) Q 则。 2．依据盖斯定律：根据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH相加或相减，得到一个新的热化学方程式，同时反应热也作相应的改变。 3．依据反应物断键吸收热量Q吸与生成物成键放出热量Q放进行计算：ΔH＝Q吸－Q放。 4．依据反应物的总能量E反应物和生成物的总能量E生成物进行计算：ΔH＝E生成物－E反应物。 5．依据物质的燃烧热ΔH计算：Q放＝n可燃物×|ΔH|。 6．依据比热公式计算：Q＝cmΔt。 ▁▃▅▇易错点01：与能量变化的易错点 (1)化学反应的本质是旧化学键断裂和新化学键形成，任何化学反应都具有热效应。 (2)不能根据反应条件判断反应是放热还是吸热，需要加热才能进行的反应不一定是吸热反应，不需要加热就能进行的反应也不一定是放热反应。 (3)有能量变化的过程不一定是放热反应或吸热反应，如水结成冰放热但不属于放热反应。 ▁▃▅▇易错点01：化学反应与能量变化的易错点 (1)物质发生化学反应一定伴随着能量变化，但伴随能量变化的物质变化不一定都是化学变化。如水蒸气变成液态水的过程放热，但该变化为物理变化。 (2)化学反应的能量变化主要表现为热量变化，但并不完全是热量变化，还有光能、电能等。 (3)一个反应是吸热反应还是放热反应与反应条件无必然关系。有些放热反应需加热才能进行。而吸热反应NH4Cl与Ba(OH)2·8H2O在常温常压下即可进行。 (4)破坏反应物中的化学键吸收的能量越小，说明反应物越不稳定，本身的能量越高。 (5)形成生成物的化学键放出的能量越多，说明生成物越稳定，本身的能量越低。 (6)化学反应的本质是旧化学键断裂和新化学键形成，任何化学反应都具有热效应。 (7)不能根据反应条件判断反应是放热还是吸热，需要加热才能进行的反应不一定是吸热反应，不需要加热就能进行的反应也不一定是放热反应。 (8)物质三态变化时，能量的变化形式为固态液态气态。 ▁▃▅▇易错点01：与热化学方程式书写有关的易错点 (1)注明反应条件：反应热与测定条件(温度、压强等)有关。绝大多数反应是在25 ℃、101 kPa下进行的，可不注明。 (2)注明物质状态：常用s、l、g、aq分别表示固体、液体、气体、溶液。 (3)注意符号单位：ΔH应包括“＋”或“－”、数字和单位(kJ·mol－1)。 (4)注意守恒关系：①原子守恒和得失电子守恒；②能量守恒。(ΔH与化学计量数相对应) (5)区别于普通方程式：一般不注“↑”、“↓”以及“点燃”、“加热”等。 (6)注意热化学方程式的化学计量数 热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，可以是整数，也可以是分数。且化学计量数必须与ΔH相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。 (7)同素异形体转化的热化学方程式除了注明状态外，还要注明名称。 ▁▃▅▇易错点01：与焓变大小比较有关的易混的易错点 (1)比较ΔH的大小时需考虑正负号，对放热反应，放热越多，ΔH越小；对吸热反应，吸热越多，ΔH越大。 (2)吸热反应的ΔH比放热反应的大(前者>0，后者<0)。 (3)产物相同时，同种气态物质燃烧放出的热量比等量的固态物质燃烧放出的热量多；反应物相同时，生成同种液态物质放出的热量比生成等量的气态物质放出的热量多。 (4)生成等量的水时，强酸和强碱的稀溶液反应比弱酸和强碱(或弱碱和强酸，或弱酸和弱碱)的稀溶液反应放出的热量多。 (5)对于可逆反应，因反应不能进行完全，实际反应过程中放出或吸收的热量要小于相应热化学方程式中的反应热数值。 (6)ΔH与反应的“可逆性”。可逆反应的ΔH表示反应完全时的热量变化，与反应是否可逆无关，如N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) ΔH＝－92.4 kJ·mol－1，表示在298 K时，1 mol N2(g)和3 mol H2(g)完全反应生成2 mol NH3(g)时放出92.4 kJ的热量。但实际上1 mol N2(g)和3 mol H2(g)充分反应，不可能生成2 mol NH3(g)，故实际反应放出的热量小于92.4 kJ。 ▁▃▅▇易错点01：理解中和热时的易错点 (1)条件：稀溶液，因浓酸溶液或浓碱溶液稀释时会放出热量； (2)反应物：酸与碱 (在中学化学中，只讨论强酸和强碱反应的中和热)； (3)生成物及其物质的量：必须是形成1mol的H2O(l)； (4)表述：用文字叙述中和热时，不带“－”；用ΔH表示时，带上“－”；如：强酸与强碱反应的中和热为57.3 kJ·mol－1或ΔH＝－57.3 kJ·mol－1； (5)强酸、强碱发生中和反应时，中和热为一定值，与酸、碱的用量无关，与其中一种过量也无关，但酸和碱放出的热量与其用量有关； (6)浓的强酸和强碱在发生中和反应的同时还要发生溶解，溶解要放出热量，故放出热量大于57.3kJ； (7)弱酸和弱碱在发生中和反应的同时还要发生电离，电离要吸收热量，故放出热量小于57.3kJ； (8)中和反应的实质是H+和OH－化合反应生成H2O。若反应过程中有其它物质生成(生成不溶物质或难电离的物质等)，这部分热量不包含在中和热内。 ▁▃▅▇易错点02：中和热测定 (1)酸碱溶液应当用强酸、强碱的稀溶液(0.1 mol/L～0.5 mol/L) ①测定中和热时不能用浓酸或浓碱，因浓酸或浓碱溶于水一般都要放热。 ②测定中和热时不能用弱酸或弱碱，因弱酸或弱碱在水溶液中不能完全电离，若改用弱酸或弱碱，它们电离时要吸收一部分热量。 (2)要使用同一支温度计：分别先后测量酸、碱及混合液的温度时，测定一种溶液后必须用水冲洗干净并用滤纸擦干。温度计的水银球部分要完全浸入溶液中，且要稳定一段时间再记下读数。 (3)实验中所用的盐酸和氢氧化钠溶液配好后要充分冷却至室温，才能使用。 (4)操作时动作要快，尽量减少热量的散失。 (5)实验时亦可选用浓度、体积都不相同的酸碱溶液进行中和热的测定，但在计算时，应取二者中量小的一种，因为过量的酸碱并不参与中和反应。 (6)取多次实验t1、t2的平均值代入公式计算，而不是结果的平均值，计算时应注意单位的统一。 ▁▃▅▇易错点01：与盖斯定律应用有关的易错点 (1)叠加各反应式时，有的反应要逆向写，ΔH符号也相反，有的反应式要扩大或缩小，ΔH也要相应扩大或缩小。 (2)比较反应热大小时，反应热所带“＋”“－”均具有数学意义，参与大小比较。 (3)利用键能计算反应热时，要注意物质中化学键的个数。如1 mol NH3中含有3 mol N—H键，1 mol P4中含有6 mol P—P键等。 (4)同一物质的三态变化(固、液、气)，状态由固→液→气变化时，会吸热；反之会放热。 (5)当热化学方程式乘、除以某一个数时，ΔH也应相应地乘、除以某一个数；方程式进行加减运算时，ΔH也同样要进行加减运算，且要带“＋”“－”符号。 (6)将一个热化学方程式颠倒书写时，ΔH的符号也随之改变，但数值不变。 ■方法01 解答能量变化图像题的“4关键” 【解题通法】 (1)从反应物至最高点的能量数值表示正反应的活化能，即E1； (2)从最高点至生成物的能量数值表示逆反应的活化能，即E2； (3)ΔH＝E1－E2； (4)催化剂只能影响正、逆反应的活化能，而不能影响反应的ΔH。 某反应由两步反应A→B→C构成，它的反应能量曲线如图(E1、E2、E3、E4表示活化能)。下列有关叙述正确的是( ) A．两步反应均为吸热反应 B．三种化合物中C最稳定 C．加入催化剂会改变反应的焓变 D．整个反应的ΔH＝E1－E2 【答案】B 【解析】根据图示可知第一步反应的反应物的能量比生成物的能量低，所以该步反应是吸热反应；而第二步反应中生成物的能量比反应物的能量低，该步反应是放热反应，A错误；根据图示可知三种化合物中C含有的能量最低，故其最稳定，B正确；加入催化剂会改变反应的活化能，但是不能改变反应物、生成物的能量，所以不能改变反应的焓变，C错误；整个反应的ΔH＝E1＋E3－E2－E4，D错误。 ■方法02 依据键能计算化学反应的反应热 【解题通法】 (1)熟记反应热ΔH的基本计算公式 ΔH＝E(生成物的总能量)－E(反应物的总能量) ΔH＝E(反应物的总键能)－E(生成物的总键能) (2)规避两个易失分点 ①旧化学键的断裂和新化学键的形成是同时进行的，缺少任一个过程都不是化学变化。 ②常见物质中的化学键数目 物质 CO2 (C===O) CH4 (C—H) P4 (P—P) SiO2 (Si—O) 石墨 金刚 石 S8 (S—S) Si 键数 2 4 6 4 1.5 2 8 2 【典型例题】通常人们把拆开1 mol某化学键(气态物质)所消耗的最低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 N—Cl N≡N H—H H—Cl 键能/kJ·mol-1 200 946 436 431 　三氯化氮可以与氢气反应：2NCl3(g)+3H2(g)=N2(g)+6HCl(g)，估算该反应的ΔH=　　　　。  【答案】-1018 kJ·mol-1 【解析】ΔH=反应物的键能之和-生成物的键能之和，即ΔH=6×200 kJ·mol-1+3×436 kJ·mol-1-946 kJ·mol-1-6×431 kJ·mol-1=-1018 kJ·mol-1。 ■方法03 热化学方程式正误判断的方法 【解题通法】 【典型例题】25℃、101 kPa时，1 g甲醇完全燃烧生成CO2和液态H2O，同时放出22.68 kJ热量。下列表示该反应的热化学方程式中正确的是( ) A．2CH3OH(l)+3O2(g)=2CO2(g)+4H2O(l) △H=+1451.52 kJ·mol-1 B．CH3OH(l)+O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) △H=-725.76 kJ·mol-1 C．2CH3OH+O2=2CO2+4H2O △H=-22.68 kJ·mol-1 D．CH3OH(l)+O2(g)=CO2(g)+2H2O(g) △H=-725.76 kJ·mol-1 【答案】B 【解析】已知25℃、101 kPa时，1g液态甲醇(CH3OH)，其物质的量为mol，完全燃烧生成CO2和液态水，放出22.68 kJ的热量，则1mol CH3OH完全燃烧生成CO2和液态水，放出热量为22．68 kJ32=725.76 kJ。A项，燃烧反应为放热反应，反应焓变为负值，A错误；B项，根据上述分析可知甲醇的燃烧热的热化学方程式为：CH3OH(l)+O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) △H=-725.76 kJ·mol-1，B正确；C项，热化学方程式中各物质需标明状态，C错误；D项，题干描述“1g甲醇完全燃烧生成CO2和液态H2O，同时放出22．68 kJ热量”，则生成气体水对应热化学方程式中的焓变无法计算，D错误；故选B。 ■方法04 根据盖斯定律计算ΔH的步骤和方法 【解题通法】 1．计算步骤 2．计算方法 【典型例题】已知下列热化学方程式： (1)Fe2O3(s)＋3CO(g)===2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－25 kJ·mol－1 (2)3Fe2O3(s)＋CO(g)===2Fe3O4(s)＋CO2(g) ΔH＝－47 kJ·mol－1 (3)Fe3O4(s)＋CO(g)===3FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝19 kJ·mol－1 写出FeO(s)被CO(g)还原成Fe(s)和CO2(g)的热化学方程式：________________。 【答案】FeO(s)＋CO(g)===Fe(s)＋CO2(g) ΔH＝－11 kJ·mol－1 【解析】本题主要考查了盖斯定律的应用。根据题目中所给的有关热化学方程式进行分析：从方程式(3)与方程式(1)可以看到我们需要的有关物质。但方程式(3)必须通过方程式(2)才能和方程式(1)结合在一起。将方程式(3)×2＋方程式(2)得：2Fe3O4(s)＋2CO(g)＋3Fe2O3(s)＋CO(g)===6FeO(s)＋2CO2(g)＋2Fe3O4(s)＋CO2(g) ΔH＝19 kJ·mol－1×2＋(－47 kJ·mol－1)，整理得：(4)Fe2O3(s)＋CO(g)===2FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝－3 kJ·mol－1。将(1)－(4)得：2CO(g)===2Fe(s)＋2CO2(g)－2FeO(s) ΔH＝－25 kJ·mol－1－(－3 kJ·mol－1)，整理得：FeO(s)＋CO(g)===Fe(s)＋CO2(g) ΔH＝－11 kJ·mol－1。 ■方法05 应用盖斯定律“虚拟路径”法 【解题通法】 若反应物A变为生成物D，可以有两个途径 ①由A直接变成D，反应热为ΔH； ②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。 如图所示： 则有ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。 【典型例题】由金属单质和氯气反应得到CaCl2和BaCl2的能量关系如图所示(M=Ca、Ba)。下列说法不正确的是( ) A．∆H1+∆H3＜0 B．∆H4＞∆H5 C．∆H2(Ba)＜∆H2(Ca) D．∆H1+∆H2+∆H3+∆H4+∆H5+∆H6=∆H 【答案】A 【解析】A项，∆H2和∆H3分别代表M元素的第一电离能和第二电离能，均大于0，所以∆H1+∆H3＞0，A错误；B项，Cl2 (g)断键形成两个气态氯原子，该过程吸热，所以∆H4＞0，气态氯原子得到一个电子可以形成稳定的8电子结构，该过程放热，所以∆H5＜0，因此∆H4＞∆H5，B正确；C项，同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，所以第一电离能：Ba＜Ca，即∆H2(Ba)＜∆H2(Ca) ，C正确；D项，由盖斯定律可知：∆H1+∆H2+∆H3+∆H4+∆H5+∆H6=∆H，D正确。故选A。 11 / 12 学科网（北京）股份有限公司 $$