1.1 化学反应的热效应 （图文版知识清单，不可编辑）化学鲁科版选择性必修1

第1节化学反应热效应 考点1化学反应的反应热与焓变 1.化学反应的反应热 (1)定义：当化学反应在一定的温度下进行时， 反应所释放或吸收的热量。 (2)表示符号：Q 【特别提醒】 (1) 物理变化 (3)单位：kJmo1或Jmol1 中的能量变化不是反应热。 如物质的三态变化，物质的 2.反应热的测定 溶解等。 (1) 仪器 (2) 原理 温度计 搅拌器 Q=-C(T2-T) 内筒 其中C表示溶液及量热计的 外筒 热容，T、T分别表示反应 前和反应后体系的温度。 简易量热计示意图 3.焓变与反应热的关系 (1) 文字叙述：在等压条件下，反应中物质的能量变化全部 转化为热能时，焓变与该化学反应的反应热相等。 ● (2) 数学表达式：△H=Qp 【特别提醒】 (2)反应放热或吸热与反应条件无关。 化学知识卡片：化学反应的焓变 二、化学反应的焓变 1.焓：用来描述物质所具有的能量的物理量，符号：H。 2.焓变 (1)定义：反应产物的总焓与反应物的总焓之差，符号：△H。 (2)表达式：△H=H(反应产物)一H(反应物) (3)单位：kJmo或Jmo。 (4)化学反应的焓变示意图 放热反应（△Hk0) 吸热反应（△H0)》 【特别提醒】同一 物质聚集的状态 生成物 不同，所具有的能 反应物 △H<0, △H>0, 量也不同，“焓” 放出热量 吸收热量 也不同，一般来 生成物 反应物● 说气态>液态>固 反应过程 反应过程 态。 3.焓变与化学键的关系 4.物质能量变化与焓变 断裂化学键 形成化学键 放热反应：反应产物的燃小于 (吸收能量) (释放能量) 反应物的焓△H<O 吸热反应：反应产物的跨大干 △H=∑E(反应物键能总和)-∑E(生成物键能总和) 反应物的焓△H>O 5.常见的放热反应和吸热反应 △H=H(反应产物)一H(反应物) (1)放热反应 (2)吸热反应米 ①金属、金属氧化物与酸或水 O大多数的分解的反应(2H,0,咖 的反应 2H,0+0,↑除外) .3 ②可燃物的燃烧反应及缓慢氧化 ②铵盐和碱反应，如 ③酸和碱的中和反应 Ba(OH)2·8H20+2NH,Cl ④铝热反应，如2Al+Fe,0 高温 BaCl,+2NH3.H,O+8H,O ③盐的水解反应 2Fe+Al,O3 ④两个特殊反应：C+C0,遇2C0、 ⑤大多数的化合反应。如2N02一 C+H,0(g)c0+H, N204 ⑤碳酸氢钠与柠檬酸的反应 式化学反应热效应与△H计算-核心知识清单式 6反应的热效应与反应条件的关系 (1)反应的热效应与反应条件无必然关系 (2）可用根据反应条件判断反应的热效应 ①在高温下才能进行的化学 ①需要持续加热才能进行的 反应不一定是吸热反应 反应一般是[吸热]反应 ②在常温下进行的化学反应 不一定是放热反应 ②反应开始需要加热，停 热后仍能继续进行，一 ③使用催化剂的反应不一定 般是[放热]反应 & 是吸热反应 7.根据反应现象判断反应的热效应 (1)反应体系的温度变化 (2)密闭体系的压强变化 ①体系的温度升高： ①体系的压强增大： 适用于 [放热]反应 [放热]反应 涉及及 气体的 ②体系的温度降低： ②体系的压强减小： 密闭体 [吸热]反应 [吸热]反应 系 (3)液体的挥发程度 (4) 催化剂的红热程度 ①液体的挥发程度增大： ①停热后催化剂继续红热： [放热]反应 [放热]反应 ②液体的挥发程度减小： ②停热后催化剂不再红热： [吸热]反应 [吸热]反应 8.△H的计算方法 (1) △H=反应物断键吸收的总能量[一]反应产物成键释放的总能量 光 (2) △H=反应产物所具有的总焓[一]反应物所具有的总焓 H(产物) ↑ △H>0(吸热) H(产物↓ △H<0(放热) H(反应物) H反应物) bm 三、中和热的含义及测量 1.各类中和热数值的比较 H*(aq)+OH-(aq)=H2O(l)AH =-57.3 kJ-mol-1 (1)强酸和强碱的稀溶液发生中和反应，其反应热的数值是相 强酸稀溶液 强碱稀溶液 等的，都约是57.3kJmo1。 电离暇热 (2)强酸和弱碱或弱酸和强碱的稀濬液发生中和反应，反应热 的数值一般小于57.3k小mo1,因为弱电解质的电离是吸热的。 弱酸/弱碱 洛解放热 (3)有浓酸或浓碱参与的中和反应，反应热的数值一般大于 57.3kJmo1,因为浓酸或浓碱的溶解是放热的。 浓酸/浓碱 沉淀生成放热 (4)有沉淀生成的中和反应，反应热的数值一般大于57.3k小： o1,因为生成沉淀的过程是化学键的形成过程，是放热的。 (5)中和反应的实质是H*和OH反应生成H2O。若反应过程中有其他物质生成（如生成 不溶性物质、难电离物质等)，这部分反应热不在中和反应反应热之内。 2.测定中和反应的反应热需注意的几个问题 (1)实验中要用强酸、强减的稀溶液(0.1~0.5moL1) N (2)操作时动作要快，尽量减少热量的损失，使用绝热装 置，避免热量散发到反应体系外。 (3)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。 (4)读取的中和反应的温度(T2)是反应混合液的最高温度。 (5)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。 (6)反应热的数值是57.3kJ小mo,测定时与强酸、强碱 的用量无关。 9 3.中和热的计算公式 Q被：反应释放的热量(kJ) kJ/mol n水：生成水的物质的量(mol) 注意负号，表示放热反应 三、反应过程中热量大小的比较 1.燃烧过程中热量大小的比较 热量Qt 热量Q (1)物质完全燃烧时放出的热量多 完全燃烧 不完全塘烧 (2)物质在0，中完全燃烧放出的热量比 在空气中的少 (光能多) 0, 空气 (3)物质完全燃烧生成固态产物时 放热 气态 液态 放出的热量最多 吸热 放热 放热 吸热 吸热 (4) 态的物质完全燃烧放出的 热量最多 固态 2.各类中和热的比较 (1)强酸与强碱的中和热的数值 57.3 kJ/mol 等于57.3kJmo1 H(aq)+0Haq)→H200 (2)有浓酸或浓碱参加的中和热的数值 >57.3 大于57.3 kJ-mol-1 浓H,S04 稀释热 (3)有弱酸或弱碱参加的中和热的数值 电离吸热 <57.3 小于57.3kJ小mo1 CH COOHH*+CH COO (4) 有沉淀生成的中和热的数值 Ba2*+S0,2→BaS04↓ >57.3 大于57.3 kJ-mol-1 555 8ooo品 沉淀热 高中化学知识卡片：物质稳定性与能量高低的判断 3,根据稳定性判断能量高低 ○不稳定态 (1) 微粒稳定性的判断 高能量 高能量 ①能量角度：微粒所含的能量越低越稳定 稳定态 低能量 ②键能角度：微粒所含的化学键键能越大越稳定 N三N 00 大键能 小键能 难断裂 易断裂 (2）生成稳定性强的物质，放热多 反应起 应能量 放出大量热量 △H<O 4.能量高低的判断 产品 (1)金属性和非金属性强弱判据 ①金属性越强，越容易失电子，吸收的能量越少 ②非金属性越性越强，越容易得电子，释放的能量越多 吸收能量少 释放能量多 ③非金属单质与H2化合时生成的气态 X2+H2→2HX 氢化物越稳定，放出的能量越多 HX更稳定 放热更多 (2)微粒稳定性判据：能量越低越稳定 (3) 键能大小判据：断裂1个键的键能越大， 断键需大量能量 物质越稳定，所含能量越低 物质自身能量低 【核心总结】 记住口诀：能量低，键能大，物稳定，生成放热多。 考点2热化学方程式反应焓变的计算-知识清单 热化学方程式 1.概念：把一个化学反应中的物质的变化和反应 的焓变同时表示出来的式子。 2.意义：热化学方程式不仅表明了物质的变化， 00 还表示了能量的变化。 物质变化 能量变化 3.热化学方程式中各量的含义 2A(g)+B(g)=3C(g) △H=-akJ.mol-1 (1) 化学计量数 (3)热化学方程式中的△H 品 ①含义：只表示物质的量，不表示分 ①mol的含义：每摩尔反应 子个数 ②单位：kJ-mol-1,与化学计量数无关 12 ②特点：可以是整数也可以是分数 ③正负：正逆反应的数值相等，符号相反 (2)热化学方程式的意义： -a 2molA(g)和1molB(g)完全反应 生成3molc(g)时释放akJ的热量。 +a 4. 热化学方程式的正误判断 (1)注意标明物质的聚集状态 (2)注意注明必要的反应条 (3)注意明确化学计量数的含 :方程式中每种物质的化学式 件：焓变与温度等测定条件有 义：化学计量数只表示该物质 后面用括号注明物质的案集状 关，所以书写时必须在△H后 的物质的量，不表示分子个数 态(g、【、),不用标“个”或 指明反应的温度(298K时可 或原子个数，因此热化学方程 “↓”，水溶液用aq表示。 不注明)。 式中化学计量数也可以是分数。 298K 1 moli 8 (4)注意△H的单位及符号：△H的单位是 (5)注意同一反应中化学计量数与△H数值的 小mo或kJ-mol-1,△H只能写在化学方程式 对应关系：化学方程式中各物质的化学计量 的右边，表示正向反应的塔变。△H<0表示为 数加倍，则△H数值的绝对值也加倍；若反应 放热反应；△H心0表示为吸热反应。 逆向进行，则△H的数值改变符号，但绝对值 △HK0 △H0 不变。 放热 的 吸热 A→B,△H=X→2A→2B,△H=2X 反应焓变的计算及应用： 盖斯定律-知识清单 二、反应焓变的计算及应用 1.盖斯定律 (1)定义：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分 几步完成，其反应焓变都是一样的。 (2)盖斯定律的特点： ①化学反应的焓变只与反应的始态和终态有关，与反 应的途径无关。 ② 反应焓变一定。 【特别提醒】化学反 3 a 应的焓变与反应的过 △H1 (I) △H2 程、条件无关。 () 始态 终态 △H △Hg () △H5 △H4 △H=△H1+△H2=△H3+△H4+△H5 (2) 盖斯定律的应用： ①科学意义：对于无法或较难通过实验直接测定的反 应焓变，可以利用盖斯定律进行计算。 ②若一个化学方程式可由另外几个化学方程 式相加减而得到，则该化学反应的焓变即为这 几个化学反应焓变的代数和。 2.根据盖斯定律进行计算 (1)计算步骤 根据待求解的热化学方程式中的反应物和生成 找出 物找出可用的已知热化学方程式 ①根据待求解的热化学方程式调整可用热化 学方程式的方向，同时调整△H的符号 调整 ②根据待求解的热化学方程式将调整好的热 化学方程式进行化简或扩大相应的倍数同时调 整△H的大小 加和一将调整好的热化学方程式和△H进行加和 △H随热化学方程式的调整而相应进行加、减、 求焓 ↓ 乘、除运算 检查一检查得出的热化学方程式是否正确 (2)△H与书写方式的关系 ①正逆反应的△H、K的关系： △H正+△H逆=0 ②化学计量数变成n倍： △H变为n倍 【特别提醒】 ③反应③=反应①+反应②： △H3=△H1+△H2 注意反应方程式 相加时，△H也相 加，K相乘。 ④反应③=反应①-反应②： △H3=△H1-△H2 ⑤反应③=3x反应0-古×反 应②： △Hg=aAHA出 组合反应时，注 意系数的变化对 △H和K的运算规 则影呐不同。 (3)反应举例 已知反应： ①A+B=C+D △H1 ②2E+F=2C △H2 ③3D=M+2N △H3 则：6A+6B=6E+3F+2M+4N △H=6△H1-3△H2+2△H3 高中化学知识清单一能源概述 三、能源 1.定义： 自然界中，能为人类提供热、光、电等有用能量的物 质或物质运动统称为能源。 2.分类 分类依据 种类 举例 次能源 妆个 太阳能、风能、化石燃料、地热能、潮汐能等 转换过程 二次能源 电能、氢能、石油加工产品、煤的加工产品等 常规能源 孕 化石燃料 使用历史 新能源 太阳能、风能、核能、氢能、生物质能等 可再生能源 太阳能、风能、氢能、生物质能等 性质 不可再生能源 化石燃料、核能 【特别提醒】 注：核能虽然是新能源，但通常被 归类为不可再生能源；氢能属于二 次能源，也是清洁的新能源。 3.我国能源现状 (1)我国目前使用最多的能源是化石燃料，包 括煤、石油、天然气等，属于不可再生能源， 化石燃料 并且能源利用率总体偏低。 (>80%) (2)开源节流：即一方面开发核能、风能、太阳能等新能源，另一方面 大力实施节能减排，提高能源利用效率。 开源 节流