1.1 反应热 知识清单-2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修1

选修一 第一章 第一节 反应热 知识点总结 ( 1 )选修1 第一章第一节 反应热 学科网（北京）股份有限公司 知识点一：反应热 焓变 1、 反应热及其测定 Ⅰ、实验用品 简易量热计[大烧杯和小烧杯、泡沫塑料或纸屑、泡沫塑料板或硬纸板（中心有两个小孔）、环形玻璃搅拌棒]、温度计、量筒（50ml）两个。0.50mol/L盐酸、0.55mol/L NaOH溶液。 实验原理：通过酸碱中和反应中溶液温度的变化计算反应热，进而测定中和热。 Ⅱ、实验步骤 （1）在大烧杯底垫泡沫塑料（或纸屑），使放入的小烧杯杯口与大烧杯杯口相平。然后再在大、小烧杯之间填满碎泡沫塑料（或纸屑），大烧杯上用泡沫塑料板（或硬纸板）作盖板，在板中间开两个小孔，正好使温度计和环形玻璃搅拌棒通过，以达到保温、隔热、减少实验过程中热量损失的目的，如图所示。该实验也可在保温杯中进行。 （2） 用一个量筒量取50ml 0.5mol/L盐酸，倒入小烧杯中，并用温度计测量盐酸的温度，记录。然后把温度计上的酸用水冲洗干净。 （3） 用另一个量筒量取50ml 0.55mol/LNaOH溶液，并用温度计测量NaOH溶液的温度，记录。 （4） 把温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯的盐酸中，并把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯（注意不要洒到外面）。用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记为终止温度，记录。 （5） 重复实验两次，取测量所得数据的平均值作为计算依据。 （6） 根据实验数据计算中和热。 计算公式： 式中Q为中和反应生成一定物质的量的H2O所放出的热量，Q=(m1+m2)×c×(T2-T1)；（m1+m2）为酸和碱的质量之和；（T2-T1）为中和反应后与反应前的温度差；c为中和反应后生成的溶液的比热容。为了使计算简便，可近似地认为：①0.50mol/L盐酸和0.55mol/L NaOH溶液的密度都是1g/cm3，所以50ml 0.50mol/L盐酸的质量m1=50g,50ml 0.55mol/LNaOH溶液的质量m2=50g。 ②中和后生成的溶液比热容c=4.18J/(g·℃)，由此可以计算出，50ml 0.50 mol/L盐酸与50ml 0.55 mol/LNaOH溶液发生中和反应时放出的热量为：Q=(m1+m2)×c×(T2-T1)=(50g+50g)×4.18J/(g·℃)×(T2-T1)=418(T2-T1)J=0.418(T2-T1)kJ 又因50ml 0.5mol/L盐酸中含有0.025mol的H+，所以跟0.025mol的OH-发生中和反应，生成0.025mol的水，放出热量为Q，所以中和热： 若用其他的强酸和强碱作此实验的结论基本上是一样的，这是因为强酸与强碱反应的实质是H++OH-=H2O。通过大量实验测定，1mol H+和1mol OH-反应生成1mol H2O时，放出热量是57.3kJ。在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热（即所放出的热量）叫做中和热，其热化学方程式为： H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l) ΔH=-57.3kJ/mol Ⅲ、实验注意事项 （1） 盐酸和NaOH溶液浓度的配制须准确，且NaOH溶液的浓度须稍大于盐酸的浓度，以确保盐酸被完全中和。为使测得的中和热更准确，所用盐酸和NaOH溶液的浓度宜小不宜大（不大于1mol/L），以防浓酸、碱溶液稀释时放热。 注意：NaOH溶液必须现配，往往由于吸收空气中的二氧化碳而导致浓度不准，影响实验结果。还要注意新配制的NaOH溶液要充分冷却至室温才能使用。 （2）实验操作是动作要快，隔热和保温效果要尽可能好，以减少热量损失。 （3）温度计的水银球部分要完全浸没在溶液中，而且要稳定一段时间再读数，以提高所测温度的精度。 （4）实验时需用强酸强碱的稀溶液。避免浓酸、碱稀释放热和弱酸碱电离吸热引起的误差。 Ⅳ、中和热测定实验的误差分析 中和热测定结果往往偏低，其原因可能为： （1） 量热器的两个烧杯不能相平，纸板孔偏大，仪器保温性能差，这是偏低的主要原因。 （2） 倒入NaOH溶液动作慢；搅拌不均匀；未能及时观察温度上升情况，造成了热量损失。 （3） 计算中假定溶液比热容为4.18J/(g·℃)，密度为1g/cm3，实际上这是水的比热容和密度，酸碱溶液的比热容、密度均比此数大，所以使结果偏低。此外，计算中忽略了仪器所吸收的热量，也使结果偏低。 实验中若以环形金属搅拌棒代替环形玻璃搅拌棒会使测定值比理论值偏低，这是因为金属比玻璃易散热，所以使结果偏低。 2、反应热与焓变 （1） 焓与焓变 焓是表示物质自身所含能量的物理量，符号：H。 对于某一化学反应而言，由于反应物和生成物所含的能量不同，所以在化学反应中就会有能量的变化叫做焓变，符号：ΔH，单位：kJ/mol。 焓变的公式：ΔH=H（反应物）-H（生成物） （2） 反应热 一定温度下，化学反应所释放或吸收的热量称为反应热。在恒压条件下的反应热与焓变相同。 注意： ①反应热的单位和焓变一样，为kJ/mol。 ②反应热描述的是一定温度下化学反应前后的热量变化。 ③任何化学反应都有反应热。 （3） 焓变与反应热的比较 反应热 焓变 含义 化学反应中吸收或放出的热量 生成物的焓与反应物的焓之差 符号 Q ΔH 与能量变化的关系 Q>0,反应吸收热量； Q<0,反应放出热量 ΔH>0,反应吸收热量； ΔH<0,反应放出热量 二者 联系 ΔH=Q，中学阶段二者通用 2、焓变、反应热产生的原因 在化学反应中，反应物分子化学键断裂时，需要吸收能量；原子重新结合成生成物分子即新化学键形成时，又要释放能量，则反应物分子断裂时所吸收的总能量与生成物分子形成时所释放的总能量的差即为该反应的反应热。下面以H2与Cl2反应生成HCl为例来说明。 H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)反应的能量变化示意图 图中分析过程可归纳如下表： 化学键 吸收能量 放出能量 断开 1mol H—H 436kJ —— 1mol Cl—Cl 243kJ —— 形成 2mol H—Cl —— 2×431kJ H2+Cl2=2HCl 放出183kJ能量 综上分析，反应热与化学键能量变化的关系可以表示为：ΔH=ΣE反应物-ΣE生成物 。其中：ΣE反应物表示反应物断键时吸收的能量，ΣE生成物表示生成物成键时放出的总能量。H2与Cl2反应中： ΔH=ΣE反应物-ΣE生成物=（436kJ/mol+243kJ/mol）-2×431kJ/mol=-183kJ/mol 结果为负值，说明1mol H2(g)和1mo lCl2(g)断键时吸收的总能量小于生成2mol HCl(g)成键时放出的总能量，最终上面的反应放出能量183kJ/mol。 总结： （1）化学反应都伴随着能量变化，通常表现为热量变化。形成化学键时放热，断开化学键时需要吸热。 （2）ΔH为“-”表示放热反应，为“+”表示吸热反应。 ( 类型 ) ( 比较 ) 类型 放热反应 吸热反应 定义 有热量放出的化学反应 吸收热量的化学反应 形成原因 反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量 反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量 与化学键强弱的关系 生成物分子成键时释放出的总能量大于反应物分子断裂时吸收的总能量 生成物分子成键时释放出的总能量小于反应物分子断裂时吸收的总能量 表示方法 ΔH<0 ΔH>0 图示 ( Δ H为 “ - ” 或 Δ H<0 ) ( Δ H为 “ + ” 或 Δ H>0 ) 实例 2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) ΔH=-483.6kJ/mol C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g) ΔH=+131.3kJ/mol 常见类型 ①金属与水或酸的反应 ②酸碱中和反应 ③所有的燃料燃烧及易爆物质的爆炸 ④铝热反应。如Fe2O3+2Al 2Fe+Al2O3 ⑤大多数化合反应 ①Ba(OH)2·8H2O(s)+2NH4Cl(s)= BaCl2+2NH3↑+10H2O ②C+H2O(g)CO+H2；C+CO2 2CO ③盐类的水解反应 ④大多数的分解反应 总结：对于焓变、反应热，既可以用反应物的总键能减去生成物的总键能来表示，也可以用生成物的总能量减去反应物的总能量来表示。如果是发热反应，ΔH均为负值，如果是吸热反应，ΔH均为正值。 注意：（1）通过反应放热或吸热，可比较反应物和生成物的相对稳定性。如果反应放热，生成物较稳定，如果反应吸热，生成物较不稳定。 （2）化学反应为吸热反应与化学反应是否需要加热无关。 知识点二：热化学方程式 1、定义：表示化学反应所放出或吸收的热量的化学方程式叫做热化学方程式。 2、意义：热化学方程式既表明化学反应中的物质的变化，也表明了化学反应中的能量变化。 3、书写热化学方程式的一般步骤 （1）依据有关信息写出注明反应物和生成物聚集状态的化学方程式，并配平。 （2）根据化学方程式中各物质的化学计量数计算相应的反应热的数值。 （3）如果为放热反应ΔH为“-”，如果为吸热反应则ΔH为“+”。例如：2mol氢气和1mol氧气反应生成2mol液态水时放出571.6kJ能量，反应的热化学方程式可表示为： 2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) ΔH=-571.6kJ/mol 4、化学方程式与热化学方程式的比较 化学方程式 热化学方程式 化学计量数 是整数，既表示粒子个数，又表示该物质的物质的量 既可以是整数，也可以是分数，只表示该物质的物质的量 状态 不要求注明 必须在分子式后注明 正负号及单位 无 必须注明 意义 表明了化学反应中物质的变化 不仅表明了化学反应中物质的变化，也表明了化学反应中的能量变化 5、 书写热化学方程式应注意的问题 （1）ΔH只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边，并用“空格”隔开。ΔH的单位一般为kJ/mol。 （2）注意反应热ΔH与测定条件（温度、压强等）有关。因此书写热化学方程式时应注明ΔH的测定条件。绝大多数ΔH是25℃、101kPa下测定，可不注明温度和压强。 （3）注意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，并不表示物质的分子或原子数。因此化学计量数可以是整数也可以是分数。 （4）注意反应物和产物的聚集状态不同，反应热数值以及符号都可能不同。例如： H2(g)+O2(g)=H2O(l) ΔH=-285.8kJ/mol H2(g)+O2(g)=H2O(g) ΔH=-241.8kJ/mol 因此，必须注明物质的聚集状态（固：s、液：l、气：g、溶液：aq）才能完整地体现出热化学方程式的意义。由于注明了物质的聚集状态，所以热化学方程式中不必再标记“↑”和“↓”。 （5） 热化学方程式中化学式前面的化学计量数必须与ΔH相对应，如果化学计量数改变，则ΔH也要按比例改变。如上面的热化学方程式可表示为：2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) ΔH=-571.6kJ/mol （6） 当反应逆向进行，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。例如： H2(g)+F2(g)=2HF(g) ΔH=-270kJ/mol 2HF(g)=H2(g)+F2(g) ΔH=+270kJ/mol （7） 热化学方程式一般不写反应条件。 知识点三：燃烧热 1、燃烧热的概念 在25℃、101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。 注意：燃烧热是反应热的一种。 1、 燃烧热的理解 （1） 燃烧热的外界条件指通常状况，即25℃、101kPa，并非标准状况（0℃、101kPa）。 （2） 可燃的物质的量规定为1mol，在书写热化学方程式时，热化学方程式里的化学计量数可以用分数表示。 （3） 完全燃烧即充分燃烧，通常指完全氧化，如C在氧气中燃烧，生成CO时为不完全燃烧，生成CO2时为完全燃烧。 （4） 稳定的氧化物，可燃物中的不同元素完全转变成对应的稳定的氧化物也不同，如：C→CO2(g)、H→H2O(l)、S→SO2(g)、P→P2O5(s)等。 注意：含氮物质燃烧反应的燃烧热常按生成N2分析，这是因为含氮物质完全燃烧时常生成N2，而不是氮氧化合物，如4NH3+3O22N2+6H2O。这些特例说明燃烧热的概念表示了燃烧热的普遍情况，还有一些特殊反应要具体问题具体分析。 拓展应用 拓展一：书写热化学方程式的防错诀窍 1、漏写反应物或生成物的聚集状态。 2、将ΔH的正、负混淆，关键是“+”“-”分别表达吸收或放出热量后使反应本身能量升高或降低。 3、未注意到化学计量数不同，其反应热（或焓变）的数值也不相同。如： H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) ΔH=-184.6kJ/mol ① 1/2H2(g)+1/2Cl2(g)=HCl(g) ΔH=-92.3kJ/mol ② 拓展二：从微观、宏观角度理解焓变ΔH 1、微观角度：键能的不同引起焓变 当反应物分子间的化学键断裂时，需要克服原子间的相互作用，这需要吸收能量；当原子重新结合成生成物分子，即新键形成时，又要释放能量。由于吸收和放出的能量不同，导致了化学反应前后的能量变化。化学反应过程中能量守恒，热量变化是化学反应中能量变化的主要形式。化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因(如图所示)。 E1>E2 反应吸收能量 ΔH>0 E1<E2 反应放出能量 ΔH<0 ①由键能求焓变的公式: ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。 ②生成物分子化学键形成释放的总能量比反应物分子化学键断裂吸收的总能量大,为放热反应。因反应放出热量而使反应体系的能量降低,故规定放热反应的ΔH为“-”。 如:H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) ΔH=-184.6kJ/mol 对于吸热反应，由于反应通过加热、光照等吸收能量，使反应体系的能量升高。因此，规定吸热反应的ΔH为“+”。 如：C(s)+H20(g)=CO(g)+H2(g) ΔH=+131.5kJ/mol 当ΔH为“-”或ΔH<0时，为放热反应；当ΔH为“+”或ΔH>0，为吸热反应。 （2）宏观角度：物质能量的不同引起焓变 ①如果反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量，那么由反应物转化为生成物时能量主要转变成热量形式放出，这是放热反应。反之，如果反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量，反应物就需要吸收热量才能转化为生成物，这是吸热反应(如下图)。 因此，化学反应的过程，也可看做是“储存”在物质内部的能量（化学能）转化为热能、电能、光能等释放出来，或者是热能、电能、光能等转化为物质内部的能量被“储存”起来的过程。 ②由物质的能量求焓变的公式： ΔH=∑E(生成物)-∑E(反应物) 若∑E(反应物)>∑E(生成物)，则反应放热。 若∑E(反应物)<∑E(生成物)，则反应吸热。 放热反应 吸热反应 化学反应过程中的能量变化示意图 拓展三：燃烧热、中和热的比较 燃烧热 中和热 相同点 能量变化 放热反应 ΔH ΔH<0 单位用kJ/mol 不同点 反应物的量 1mol 由生成物决定 生成物的量 由反应物决定 1molH2O 定义 25℃\101kPa时，1mol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1mol H2O时放出的热量 ( 8 )选修1 第一章第一节 反应热 学科网（北京）股份有限公司 拓展四：能源 1、 能源概念 能源就是能提供能量的资源，它包括化石燃料（煤、石油、天然气）、阳光、风力、流水、潮汐以及柴草等。能源与能量是不同的概念。 2、 能源分类 （1） 一次能源与二次能源 从自然界直接取得的天然能源叫一次能源，一次能源经过加工转换而获得的能源称为二次能源。 （2）常规能源与新能源 已被人们广泛利用的能源称为常规能源，如煤、石油、天然气等。利用先进技术所获得的能源都是新能源。新能源包括太阳能、风能、地热能、海洋能、生物质能和其他可再生能源。 （3）可再生资源与不可再生资源 可连续再生、永续利用的能源称为可再生能源，经过亿万年形成的、短期内无法恢复的能源，称为非再生能源。 3、解决能源危机的方法 Ⅰ、使燃料充分燃烧，提高能源的使用效率，是节约能源的重要措施。 提高燃料燃烧效率的方法有： （1） 将煤制成蜂窝状，以增加与空气的接触面积。 （2） 将煤转化为液体燃料（如甲醇）。 （3） 将煤转化为气体燃料（如煤气）。 （4） 在农村燃烧秸秆时，常使用鼓风机（或风箱）通过鼓入足量的空气，使秸秆充分燃烧。 （5） 使用煤气和天然气作燃料时，常通过调节燃气的进风口，通入足量的空气，保证气体的充分燃烧。 （6） 在生产和生活中，还需要充分利用燃料燃烧所放出的能量。例如，火力发电厂会产生大量的余热，发电厂的附近常建有其他工厂（如水泥厂），用发电厂产生的余热进行生产。 Ⅱ、寻找新的能源，现在正在探索的新能源有太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能和生物质能等。它们来源丰富，可以再生，没有污染或污染很小。 4、能源的分类 按形成和来源分类 来自太阳辐射 太阳能、煤、石油、天然气、生物质能、风动能等 来自地球内部 地热能、核能、火山、地震、水势能等 来自天体的引力 潮汐能 按转换过程分 按利用历史分 按性质分 一次能源 常规能源 可再生能源 水能等 不可再生能源 煤、石油、天然气等 新能源 可再生能源 太阳能、地热能、潮汐能、风能、生物能等 不可再生能源 核能 二次能源 如电能（水电、核电、火电）、沼气、汽油、焦炭、蒸汽、工业余热等 ( 8 )选修1 第一章第一节 反应热 学科网（北京）股份有限公司 $