专题01 反应热【基础必牢】（含默写版和背记版）化学人教版选择性必修1

专题01 反应热 一、反应热与焓变 1．反应热 （1）定义：在等温条件下，化学反应体系向环境 或从环境 的 ，称为化学反应的热效应，简称反应热。 说明：热量是指因温度不同而在体系与环境之间交换或传递的 （2）符号： （3）单位： （4）测定方法：利用 直接测定 2．内能、焓、焓变 （1）内能(符号为U)：体系内物质的各种能量的总和，受 、 和 等影响 （2）焓(符号为H)：与物质 有关的物理量 （3）焓变与反应热的关系：在等压条件下进行的化学反应，其反应热就等于反应的 （4）焓变的符号和单位：ΔH， 或 （5）焓变与焓的关系：ΔH= 3．焓变(或反应热)与吸、放热反应的关系 放热反应：ΔH为“-”，即ΔH 0(放热→体系能量降低) 吸热反应：ΔH为“+”，即ΔH 0(吸热→体系能量升高) 比较大小：比较ΔH大小时，要带上“+”、“-”号，即所有放热反应的焓变 所有吸热反应的焓变 4．反应热和焓变的比较 类别 项目 反应热 焓变 不同点 概念 化学反应释放或吸收的热量 化学反应中生成物的总焓与反应物的总焓之差 相同点 “＋”“－”的意义 “＋”表示反应吸热，“－”表示反应放热 数据来源 可以通过实验直接测得，也可以利用已知数据通过计算求得 联系 ①等值关系： ②等价关系：符号是ΔH，单位是kJ·mol－1 ①焓(H)是与内能有关的物理量，内能描述的是物质所具有的能量，是物质固有的性质之一。不同的物质，其焓不同；相同的物质，如果温度或压强不同，物质的状态不同，其焓也会不同 ②焓、焓变、反应热代表的意义不同；焓只有正值，而焓变有正值、负值之分 ③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 ④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 ⑤能量越低越稳定。同一物质能量由高到低：气体(g)>液体(l)>固体(s)；稳定性：气体(g)<液体(l)<固体(s) ⑥任何化学反应在发生物质变化的同时都伴随着能量的变化，通常表现为热量变化，即放出热量或吸收热量。在化学反应中，一定条件下所释放或吸收的热量即为化学反应热。 易错提醒 (1)化学变化中的能量变化都是化学能与热能间的相互转化(　　) (2)所有的化学反应都伴有能量的变化(　　) (3)伴有能量变化的一定是化学反应(　　) (4)加热条件下发生的反应均为吸热反应(　　) (5)在一个化学反应中，当反应物总焓大于生成物的总焓时，反应放热， ΔH为负值(　　) (6)浓硫酸溶于水，体系的温度升高，该过程属于放热反应(　　) (7)石墨转化为金刚石需要吸收能量，所以石墨更稳定(　　) 【答案】　(1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)√　(6)×　(7)√ 易错辨析 二、反应热与化学键及物质的能量关系 1．微观：化学键的断裂与形成 反应物→断键→吸收能量 > 生成物→成键→释放能量 吸收能量→ 反应→焓变为 值 反应物→断键→吸收能量 < 生成物→成键→释放能量 释放能量→ 反应→焓变为 值 吸热反应 放热反应 2．宏观：反应物与生成物的总能量 反应物的总能量>生成物的总能量→放热反应→焓变为 值 反应物的总能量<生成物的总能量→吸热反应→焓变为 值 3．常见物质化学键的键数 1mol 物质 CO2 (C=O) CH4 (C-H) P4 (P-P) SiO2 (Si-O) 石墨 (C-C) 金刚石 (C-C) Si (Si-Si) 键数 三、放热反应与吸热反应 1．基本概念 （1）放热反应：反应完成时，生成物释放的总能量 反应物吸收的总能量的反应是放热反应。由于反应后放出热量(释放给环境)而使反应体系的能量降低，故ΔH<，即ΔH为－。 （2）吸热反应：反应完成时，生成物释放的总能量 反应物吸收的总能量的反应是吸热反应。由于反应时吸收环境能量而使反应体系的能量 ，故ΔH 0，即ΔH为 2．符号的规定 规定放热反应的∆H为“—””吸热反应的∆H为“＋”，即：放热反应的∆H 0，吸热反应的∆H 0。 3．图示法描述吸热反应与放热反应 图示 结论 反应物的总能量 生成物的总能量为 反应，即：E(反应物)＞E(生成物) 反应物的总能量 生成物的总能量为 反应，即：E(反应物)＜E(生成物) 4．常见的放热反应、吸热反应 （1）常见的放热反应 ① ，如：木炭、CH4等在空气或氧气中的燃烧，钠、H2在氯气中燃烧，镁条在CO2中燃烧 ② ，如：HCl＋NaOH===NaCl＋H2O ③大 ，如：CaO＋H2O===Ca(OH)2 H2＋F2===2HF ④ ，如：2Al＋Fe2O32Fe＋Al2O3 ⑤ ，如：2Na＋2H2O==2NaOH+H2↑ Mg＋2H+==Mg2++H2↑ ⑥生成沉淀的反应 （2）常见的吸热反应 ①大多数 ，如：NH4ClNH3↑＋HCl↑ CaCO3CaO＋CO2↑ ②Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应 ③ ④以碳、CO、H2为还原剂的氧化还原反应：如：H2＋CuOH2O＋Cu C＋H2O(g) CO＋H2 5．放热反应和吸热反应的判断 （1）ΔH为“－”或ΔH＜0是 反应，ΔH为“＋”或ΔH＞0是 反应 （2）若生成物的总能量大于反应物的总能量，则为 反应 （3）由稳定的物质生成不稳定的物质的反应为 反应 （4）加热引发的反应，停止加热后反应能继续进行的，则为 反应，停止加热后反应随之停止，则为 反应 ①放热反应和吸热反应是针对化学反应而言，物质三态之间的变化有能量的变化，但属 变化，故不属于放热反应或吸热反应 ②放热反应和吸热反应取决于反应物和生成物 的相对大小，与反应条件并无必然的关系 ③∆H不仅应用在化学反应中，它还应用于任何有能量变化的过程，如：H2O(l)→H2O(g) ∆H＞0；共价键的断裂，吸收能量，∆H＞0；原子间通过共用电子对形成共价键，放出能量，∆H＜0 注：反应的热效应与 易错提醒 四、中和热及测定 1．概念：在25℃和101kPa下，强酸的 与强碱的 发生中和反应生成1mol 时所放出的热量。 2．表示方法：H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1 ①条件： ，因浓酸溶液或浓碱溶液稀释时会放出热量 ②反应物： (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 的H2O(l) ④表述：用文字叙述中和热时， 。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 ，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 ，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 ，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 易错提醒 3．实验 A．装置 B．实验测量数据 （1）反应物温度的测量 ①用量筒量取50 mL 0.50 mol·L－1盐酸，打开杯盖，倒入量热计的内筒，盖上杯盖，插入温度计，测量并记录盐酸的温度(数据填入下表)。用水把温度计上的酸冲洗干净，擦干备用 ②用另一个量筒量取50 mL 0.55 mol·L－1 NaOH溶液，用温度计测量并记录NaOH溶液的温度(数据填入下表) （2）反应后体系温度测量 打开杯盖，将量筒中的NaOH溶液迅速倒入量热计的内筒，立即盖上杯盖，插入温度计，用搅拌器匀速搅拌。密切关注温度不变化，将 记为反应后体系的温度(t2) （3）重复上述步骤（1）至步骤（2）两次 C．数据处理 （1）取盐酸和NaOH溶液温度的平均值记为反应前体系的温度(t1)。计算温度差t2－t1)，将数据填入下表 实验 次数 反应物的温度t1/℃ 反应前体系的温度 反应后体系的温度 温度差 盐酸 NaOH溶液 t1/℃ t2/℃ (t2－t1)/℃ 1 2 3 （2）取三次测量所得温度差的平均值作为计算依据 （3）根据温度差和比热容等计算反应热 ①计算依据： 式中：Q为中和反应放出的热量，c为反应混合液的比热容，m为反应混合液的质量，Δt为反应前后溶液温度的差值。 ②中和热ΔH计算： c＝4.18 J·(g·℃)－1] D．中和热测定实验中应注意的事项 （1）测量盐酸的温度后，要将温度计上的酸 后，再测量NaOH溶液的温度，避免酸、碱在温度计的表面反应放热而影响测量结果 （2）实验中要用强酸、强碱的稀溶液(0.1～0.5 mol·L－1) （3）测定中和热不能用弱酸或弱碱，因弱酸、弱碱电离时吸收热量而使测量数值偏低 （4）中和热的数值是 kJ·mol－1，测定时与强酸、强碱的用量无关 （5）加过量碱液使酸完全反应，碱过量对中和热测定没有影响 （6）数据处理时，相差较大的数据可能是偶然误差引起的，应舍去 E．误差分析——以50mL0.50mol·L－1盐酸与50mL0.55mol·L－1NaOH反应为例 引起误差的实验操作 温度差 |ΔH| 保温措施不好 偏小 搅拌不充分 偏小 所用酸、碱浓度过大 偏大 用同浓度的氨水代替NaOH溶液 偏小 用同浓度的醋酸代替盐酸 偏小 (1)浓硫酸与NaOH溶液反应生成1 mol H2O(l)，放出的热量为57.3 kJ(　　) (2)同一中和反应的反应热与酸碱的用量有关(　　) (3)中和反应反应热的测定实验中的玻璃搅拌器换成铜质搅拌器效果更好(　　) (4)中和反应反应热的测定实验中，应将50 mL 0.55 mol·L－1 NaOH溶液分多次倒入小烧杯(　　) (5)中和反应反应热的测定实验中，测定盐酸后的温度计没有冲洗干净，立即测NaOH溶液的温度(　　) 【答案】　(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)× 易错辨析 五、热化学方程式 1．定义：表示反应所 或 的热量的化学方程式，叫做热化学方程式 2．意义：表明了化学反应中的 变化和 变化 3．书写： （1）注明反应条件：反应热与测定条件(温度、压强)有关，绝大多数反应热是在25℃、101kPa 下测定，可省略不写 （2）注明物质状态：分别用 、 、 、 表示固体、液体、气体和溶液 （3）注明焓变值：∆H应包括符号(“+”或“-”)，数值和单位 （4）注意守恒关系：物质守恒(化学方程式配平)和能量守恒(焓变值与化学计量数对应) （5）区别于普通化学方程式：不再标注“↑”、“↓”以及“点燃”、“加热”等 4．判断热化学方程式的正误要注意“四看” （1）看各物质的聚集状态是否正确 （2）看ΔH的正负号是否正确 （3）看反应热的单位是否为kJ/mol （4）看反应热数值与化学计量数是否相对应 ①需注明物质的聚集状态 ②各物质前的计量数只表示物质的物质的量，所以可以写整数也可以写分数 ③ΔH的数值随整个方程式发生变化，方程式加倍或减少，ΔH也随之加倍或减少；方程式反应物和生成物调换，ΔH的正负号也随之调换 ④不写反应条件；由于已经注明了物质的聚集状态，所以热化学方程式不写↓、↑ ⑤不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的ΔH都表示反应进行到底(即完全转化)时的能量变化 ⑥需注明反应的温度和压强，但因中学化学所用的ΔH的数值一般都是在101kpa和25℃时测定的，因此可以不注明 ⑦注意燃烧热和中和热 易错提醒 25 ℃、101 kPa时，0.5 mol CH4完全燃烧生成CO2气体和液态H2O时，放出445.15 kJ的热量。判断下列热化学方程式的正误，错误的指出错误的原因。 (1)CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH＝－445.15 kJ·mol－1(　　) ________________________________________________________________________ (2)2CH4(g)＋4O2(g)===2CO2(g)＋4H2O(l)　ΔH＝＋890.3 kJ·mol－1(　　) ________________________________________________________________________ (3)CH4＋2O2===CO2＋2H2O　ΔH＝－890.3 kJ·mol－1(　　) ________________________________________________________________________ (4)CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH＝－890.3 kJ·mol－1(　　) ________________________________________________________________________ (5)CH4(g)＋O2(g)===CO2(g)＋H2O(l)　ΔH＝－445.15 kJ·mol－1(　　) ________________________________________________________________________ 【答案】　(1)×　反应热的数值与方程式中的化学计量数不对应　(2)×　CH4燃烧为放热反应，ΔH＜0且反应热的数值与方程式计量数不对应　(3)×　未注明反应物和生成物的状态　(4)√　(5)√ 易错辨析 六、燃烧热 1．概念：在101 kPa时，1 mol 完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。 2．单位： 3．意义：甲烷的燃烧热为890.3 kJ·mol－1，或ΔH＝－890.3 kJ·mol－1，它表示25 ℃、101 kPa时，1 mol甲烷完全燃烧生成1 mol CO2(g)和2 mol H2O(l)时放出890.3 kJ的热量。 4．书写：书写表示燃烧热的热化学方程式时，以燃烧 可燃物为标准来配平其余物质的化学计量数，同时可燃物要完全燃烧且生成指定产物。例如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l) ΔH＝－285.8 kJ·mol－1。 ①燃料1 mol； ②完全燃烧； ③生成指定产物：C→CO2(g)、H元素→H2O(l)、S元素→SO2(g)、N元素→N2(g)、X(卤素)→HX(g)； ④燃烧热的数值与化学计量数无关。 易错提醒 (1)在101 kPa下，1 mol纯物质完全燃烧所放出的热量就是其燃烧热(　　) (2)1 mol H2完全燃烧生成1 mol水蒸气时放出的热量为H2的燃烧热(　　) (3)表示燃烧热的热化学方程式可以有无数个(　　) (4)燃烧热的数值与参与反应的可燃物的物质的量成正比(　　) (5)所有物质的燃烧热其ΔH均小于0(　　) 【答案】　(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)√ 易错辨析 5．燃烧热的计算 由燃烧热定义可知：25 ℃、101 kPa时，可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×其燃烧热 即：Q放＝n(可燃物)×|ΔH|；或变换一下求物质的燃烧热：ΔH＝－。此公式中的ΔH是指物质的燃烧热，而不是指一般反应的反应热 6．反应热、燃烧热和中和热的比较 反应热 燃烧热 中和热 概念 化学反应过程中放出或吸收的热量 25 ℃、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 在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1 mol液态水时所放出的热量 能量的变化 放热或吸热 放热 放热 ΔH的大小 放热时，ΔH＜0； 吸热时，ΔH＞0 ΔH＜0 ΔH＜0 反应条件 一定压强下 25 ℃、101 kPa 稀溶液 反应物的量 不限 1 mol纯物质 不一定是1 mol 生成物的量 不限 不限 1 mol液态水 表示方法 ΔH＝－a kJ·mol－1或ΔH＝+a kJ·mol－1 燃烧热为a kJ·mol－1或ΔH＝－a kJ·mol－1 中和热为57．3 kJ·mol－1或ΔH＝－57.3 kJ·mol－1 ①用“焓变(ΔH)”表示反应热时，ΔH>0表示吸热，ΔH<0表示放热，因而，ΔH后所跟数值需要带“＋”、“－”符号 ②描述反应热时，无论是用“反应热”、“焓变”表示还是用ΔH表示，其后所跟数值需要带“＋”、“－”符号 ③用文字描述中和热和燃烧热时，不带“－”号，但用ΔH表示时必须带“－”符号。如：CH4的燃烧热为890.3KJ/mol、甲烷的燃烧热ΔH＝－890.3KJ/mol 易错提醒 一、反应热与焓变 1．反应热 （1）定义：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。 说明：热量是指因温度不同而在体系与环境之间交换或传递的能量 （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 2．内能、焓、焓变 （1）内能(符号为U)：体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强和物质的聚集状态等影响 （2）焓(符号为H)：与物质内能有关的物理量 （3）焓变与反应热的关系：在等压条件下进行的化学反应，其反应热就等于反应的焓变 （4）焓变的符号和单位：ΔH，kJ/mol或kJ·mol-1 （5）焓变与焓的关系：ΔH=H生成物─H反应物 3．焓变(或反应热)与吸、放热反应的关系 放热反应：ΔH为“-”，即ΔH < 0(放热→体系能量降低) 吸热反应：ΔH为“+”，即ΔH > 0(吸热→体系能量升高) 比较大小：比较ΔH大小时，要带上“+”、“-”号，即所有放热反应的焓变小于所有吸热反应的焓变 4．反应热和焓变的比较 类别 项目 反应热 焓变 不同点 概念 化学反应释放或吸收的热量 化学反应中生成物的总焓与反应物的总焓之差 相同点 “＋”“－”的意义 “＋”表示反应吸热，“－”表示反应放热 数据来源 可以通过实验直接测得，也可以利用已知数据通过计算求得 联系 ①等值关系：恒压条件下反应的反应热等于焓变 ②等价关系：符号是ΔH，单位是kJ·mol－1 ①焓(H)是与内能有关的物理量，内能描述的是物质所具有的能量，是物质固有的性质之一。不同的物质，其焓不同；相同的物质，如果温度或压强不同，物质的状态不同，其焓也会不同 ②焓、焓变、反应热代表的意义不同；焓只有正值，而焓变有正值、负值之分 ③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 ④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 ⑤能量越低越稳定。同一物质能量由高到低：气体(g)>液体(l)>固体(s)；稳定性：气体(g)<液体(l)<固体(s) ⑥任何化学反应在发生物质变化的同时都伴随着能量的变化，通常表现为热量变化，即放出热量或吸收热量。在化学反应中，一定条件下所释放或吸收的热量即为化学反应热。 易错提醒 二、反应热与化学键及物质的能量关系 1．微观：化学键的断裂与形成 反应物→断键→吸收能量 > 生成物→成键→释放能量 吸收能量→吸热反应→焓变为正值 反应物→断键→吸收能量 < 生成物→成键→释放能量 释放能量→放热反应→焓变为负值 吸热反应 放热反应 2．宏观：反应物与生成物的总能量 反应物的总能量>生成物的总能量→放热反应→焓变为负值 反应物的总能量<生成物的总能量→吸热反应→焓变为正值 3．常见物质化学键的键数 1mol 物质 CO2 (C=O) CH4 (C-H) P4 (P-P) SiO2 (Si-O) 石墨 (C-C) 金刚石 (C-C) Si (Si-Si) 键数 2 4 6 4 1.5 2 2 三、放热反应与吸热反应 1．基本概念 （1）放热反应：反应完成时，生成物释放的总能量大于反应物吸收的总能量的反应是放热反应。由于反应后放出热量(释放给环境)而使反应体系的能量降低，故ΔH<，即ΔH为－。 （2）吸热反应：反应完成时，生成物释放的总能量小于反应物吸收的总能量的反应是吸热反应。由于反应时吸收环境能量而使反应体系的能量升高，故ΔH > 0，即ΔH为 ＋ 2．符号的规定 规定放热反应的∆H为“—””吸热反应的∆H为“＋”，即：放热反应的∆H<0，吸热反应的∆H>0。 3．图示法描述吸热反应与放热反应 图示 结论 反应物的总能量大于生成物的总能量为放热反应，即：E(反应物)＞E(生成物) 反应物的总能量小于生成物的总能量为吸热反应，即：E(反应物)＜E(生成物) 4．常见的放热反应、吸热反应 （1）常见的放热反应 ①所有的燃烧反应，如：木炭、CH4等在空气或氧气中的燃烧，钠、H2在氯气中燃烧，镁条在CO2中燃烧 ②所有的酸碱中和反应，如：HCl＋NaOH===NaCl＋H2O ③大多数的化合反应，如：CaO＋H2O===Ca(OH)2 H2＋F2===2HF ④铝热反应，如：2Al＋Fe2O32Fe＋Al2O3 ⑤活泼金属与水、与酸的反应，如：2Na＋2H2O==2NaOH+H2↑ Mg＋2H+==Mg2++H2↑ ⑥生成沉淀的反应 （2）常见的吸热反应 ①大多数分解反应，如：NH4ClNH3↑＋HCl↑ CaCO3CaO＋CO2↑ ②Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应 ③C和CO2发生的化合反应及C和H2O(g)的反应 ④以碳、CO、H2为还原剂的氧化还原反应：如：H2＋CuOH2O＋Cu C＋H2O(g) CO＋H2 5．放热反应和吸热反应的判断 （1）ΔH为“－”或ΔH＜0是放热反应，ΔH为“＋”或ΔH＞0是吸热反应 （2）若生成物的总能量大于反应物的总能量，则为吸热反应 （3）由稳定的物质生成不稳定的物质的反应为吸热反应 （4）加热引发的反应，停止加热后反应能继续进行的，则为放热反应，停止加热后反应随之停止，则为吸热反应 ①放热反应和吸热反应是针对化学反应而言，物质三态之间的变化有能量的变化，但属物理变化，故不属于放热反应或吸热反应 ②放热反应和吸热反应取决于反应物和生成物总能量的相对大小，与反应条件并无必然的关系 ③∆H不仅应用在化学反应中，它还应用于任何有能量变化的过程，如：H2O(l)→H2O(g) ∆H＞0；共价键的断裂，吸收能量，∆H＞0；原子间通过共用电子对形成共价键，放出能量，∆H＜0 注：反应的热效应与反应条件无关 易错提醒 四、中和热及测定 1．概念：在25℃和101kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成1mol液态H2O 时所放出的热量。 2．表示方法：H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1 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 易错提醒 3．实验 A．装置 B．实验测量数据 （1）反应物温度的测量 ①用量筒量取50 mL 0.50 mol·L－1盐酸，打开杯盖，倒入量热计的内筒，盖上杯盖，插入温度计，测量并记录盐酸的温度(数据填入下表)。用水把温度计上的酸冲洗干净，擦干备用 ②用另一个量筒量取50 mL 0.55 mol·L－1 NaOH溶液，用温度计测量并记录NaOH溶液的温度(数据填入下表) （2）反应后体系温度测量 打开杯盖，将量筒中的NaOH溶液迅速倒入量热计的内筒，立即盖上杯盖，插入温度计，用搅拌器匀速搅拌。密切关注温度不变化，将最高温度记为反应后体系的温度(t2) （3）重复上述步骤（1）至步骤（2）两次 C．数据处理 （1）取盐酸和NaOH溶液温度的平均值记为反应前体系的温度(t1)。计算温度差t2－t1)，将数据填入下表 实验 次数 反应物的温度t1/℃ 反应前体系的温度 反应后体系的温度 温度差 盐酸 NaOH溶液 t1/℃ t2/℃ (t2－t1)/℃ 1 2 3 （2）取三次测量所得温度差的平均值作为计算依据 （3）根据温度差和比热容等计算反应热 ①计算依据：Q＝cmΔt 式中：Q为中和反应放出的热量，c为反应混合液的比热容，m为反应混合液的质量，Δt为反应前后溶液温度的差值。 ②中和热ΔH计算： [c＝4.18 J·(g·℃)－1] D．中和热测定实验中应注意的事项 （1）测量盐酸的温度后，要将温度计上的酸冲洗干净后，再测量NaOH溶液的温度，避免酸、碱在温度计的表面反应放热而影响测量结果 （2）实验中要用强酸、强碱的稀溶液(0.1～0.5 mol·L－1) （3）测定中和热不能用弱酸或弱碱，因弱酸、弱碱电离时吸收热量而使测量数值偏低 （4）中和热的数值是57.3 kJ·mol－1，测定时与强酸、强碱的用量无关 （5）加过量碱液使酸完全反应，碱过量对中和热测定没有影响 （6）数据处理时，相差较大的数据可能是偶然误差引起的，应舍去 E．误差分析——以50mL0.50mol·L－1盐酸与50mL0.55mol·L－1NaOH反应为例 引起误差的实验操作 温度差 |ΔH| 保温措施不好 偏小 偏小 搅拌不充分 偏小 偏小 所用酸、碱浓度过大 偏大 偏大 用同浓度的氨水代替NaOH溶液 偏小 偏小 用同浓度的醋酸代替盐酸 偏小 偏小 五、热化学方程式 1．定义：表示反应所释放或吸收的热量的化学方程式，叫做热化学方程式 2．意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化 3．书写： （1）注明反应条件：反应热与测定条件(温度、压强)有关，绝大多数反应热是在25℃、101kPa 下测定，可省略不写 （2）注明物质状态：分别用 s 、 l 、 g 、 aq 表示固体、液体、气体和溶液 （3）注明焓变值：∆H应包括符号(“+”或“-”)，数值和单位 （4）注意守恒关系：物质守恒(化学方程式配平)和能量守恒(焓变值与化学计量数对应) （5）区别于普通化学方程式：不再标注“↑”、“↓”以及“点燃”、“加热”等 4．判断热化学方程式的正误要注意“四看” （1）看各物质的聚集状态是否正确 （2）看ΔH的正负号是否正确 （3）看反应热的单位是否为kJ/mol （4）看反应热数值与化学计量数是否相对应 ①需注明物质的聚集状态 ②各物质前的计量数只表示物质的物质的量，所以可以写整数也可以写分数 ③ΔH的数值随整个方程式发生变化，方程式加倍或减少，ΔH也随之加倍或减少；方程式反应物和生成物调换，ΔH的正负号也随之调换 ④不写反应条件；由于已经注明了物质的聚集状态，所以热化学方程式不写↓、↑ ⑤不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的ΔH都表示反应进行到底(即完全转化)时的能量变化 ⑥需注明反应的温度和压强，但因中学化学所用的ΔH的数值一般都是在101kpa和25℃时测定的，因此可以不注明 ⑦注意燃烧热和中和热 易错提醒 六、燃烧热 1．概念：在101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。 2．单位：kJ·mol－1或kJ/mol 3．意义：甲烷的燃烧热为890.3 kJ·mol－1，或ΔH＝－890.3 kJ·mol－1，它表示25 ℃、101 kPa时，1 mol甲烷完全燃烧生成1 mol CO2(g)和2 mol H2O(l)时放出890.3 kJ的热量。 4．书写：书写表示燃烧热的热化学方程式时，以燃烧1 mol可燃物为标准来配平其余物质的化学计量数，同时可燃物要完全燃烧且生成指定产物。例如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l) ΔH＝－285.8 kJ·mol－1。 ①燃料1 mol； ②完全燃烧； ③生成指定产物：C→CO2(g)、H元素→H2O(l)、S元素→SO2(g)、N元素→N2(g)、X(卤素)→HX(g)； ④燃烧热的数值与化学计量数无关。 易错提醒 5．燃烧热的计算 由燃烧热定义可知：25 ℃、101 kPa时，可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×其燃烧热 即：Q放＝n(可燃物)×|ΔH|；或变换一下求物质的燃烧热：ΔH＝－。此公式中的ΔH是指物质的燃烧热，而不是指一般反应的反应热 6．反应热、燃烧热和中和热的比较 反应热 燃烧热 中和热 概念 化学反应过程中放出或吸收的热量 25 ℃、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 在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1 mol液态水时所放出的热量 能量的变化 放热或吸热 放热 放热 ΔH的大小 放热时，ΔH＜0； 吸热时，ΔH＞0 ΔH＜0 ΔH＜0 反应条件 一定压强下 25 ℃、101 kPa 稀溶液 反应物的量 不限 1 mol纯物质 不一定是1 mol 生成物的量 不限 不限 1 mol液态水 表示方法 ΔH＝－a kJ·mol－1或ΔH＝+a kJ·mol－1 燃烧热为a kJ·mol－1或ΔH＝－a kJ·mol－1 中和热为57．3 kJ·mol－1或ΔH＝－57.3 kJ·mol－1 ①用“焓变(ΔH)”表示反应热时，ΔH>0表示吸热，ΔH<0表示放热，因而，ΔH后所跟数值需要带“＋”、“－”符号 ②描述反应热时，无论是用“反应热”、“焓变”表示还是用ΔH表示，其后所跟数值需要带“＋”、“－”符号 ③用文字描述中和热和燃烧热时，不带“－”号，但用ΔH表示时必须带“－”符号。如：CH4的燃烧热为890.3KJ/mol、甲烷的燃烧热ΔH＝－890.3KJ/mol 易错提醒 学科网（北京）股份有限公司 $