专题01 化学反应的热效应（期中知识清单）高二化学上学期沪科版

专题01 化学反应的热效应 一、化学反应与能量变化 1.系统的内能 （1）体系与环境：被研究的对象称为体系（又称系统），体系以外的、与体系相关的其他部分称为环境。如：研究盐酸与氢氧化钠溶液的反应，溶液就是系统，而盛溶液的烧杯和溶液周围的空气等便是环境。 （2）内能：内能是体系内物质各种能量的总和，用符号U表示。当温度、压强、物质的聚集状态等发生改变时，内能随之改变。内能的变化用符号ΔU表示。 （3）热与功：能量通过功(用W表示)和热(用Q表示)这两种形式在系统与环境之间实现转化或传递。体系内能的变化遵循能量守恒定律，即ΔU＝Q＋W。 关键牢记 ①热量是指因温度不同而在系统与环境之间交换或传递的能量，用符号Q表示。 ②除热以外，其他各种形式传递的能量都称为功， 用符号W表示。系统因体积变化所做的功称为体积功，除体积功以外，其他的功如电功、机械功、光能等都称为非体积功，或称其他功。 ③系统与环境可以根据需要来划分，有一定的人为性。 2.化学反应的焓变 1.反应热 在一定温度下，化学反应过程中吸收或释放的热称为化学反应的热效应，简称反应热，用符号Q表示。体系从环境吸热，Q＞0；体系对环境放热，Q＜0。 2.焓（H） 是一种与内能有关的物理量。系统状态发生变化，焓也随之改变。 3.焓变 在等压、只做体积功条件下进行的化学反应，其反应热等于反应的焓变，用符号ΔH表示，常用单位是kJ·mol-1。反应的焓变等于生成物与反应物的焓之差： ΔH＝ΣH（生成物）－ΣH（反应物） 4.放热反应与吸热反应 ΔH＜0 时为放热反应，反应体系向环境释放能量； ΔH＞0 时为吸热反应，反应体系从环境吸收能量。 5.化学键与放热、吸热反应 本质原因：化学反应的本质是化学键的断裂和形成。断裂原有的化学键需要吸收能量，生成新的化学键会释放能量。若反应物断键吸收的能量小于生成物成键放出的能量，该反应为放热反应；反之，为吸热反应 键能计算焓变：ΔH＝反应物的总键能－生成物的总键能＝反应物断键吸收的总能量－生成物成键放出的总能量。 6.常见放热反应 ①所有的燃烧反应；②酸碱中和反应；③大多数化合反应；④活泼金属与水或酸的反应；⑤物质的缓慢氧化；⑥铝热反应；⑦生石灰与水的反应 7.常见吸热反应 ①大多数分解反应；②铵盐与碱的反应（如 Ba(OH)2·8H2O 与 NH4Cl 晶体）；③以 C、H2、CO 为还原剂的某些氧化还原反应（如 C 与 H2O(g)、C 与 CO2）；④碳酸氢盐与酸的反应（如 NaHCO3 与盐酸） 8.吸热、放热反应的判断方法 宏观角度：根据反应物总能量（总焓）与生成物总能量（总焓）的相对大小判断。反应物总能量大于生成物总能量的反应为放热反应，反之为吸热反应。 微观角度：根据化学键断裂和形成时能量变化的相对大小判断。断键吸收的总能量大于成键放出的总能量的反应为吸热反应，反之为放热反应。 关键牢记 ΔH 的含义： （1）放热反应： ΔH 为负值（ΔH＜0）；吸热反应： ΔH 为正值（ΔH＞0）。 （2）ΔH 的符号、数值和单位是一个整体。 （3）比较 ΔH 大小时要带“＋”、“－”号比较。 二、反应热的测量与计算 1.反应热的测量 （1）装置 碎泡沫塑料(或纸条)及泡沫塑料板的作用是__隔热防止热量散失__。 （2）计算公式：ΔH＝－kJ·mol－1 t1——起始温度，t2——终止温度，n——生成水的物质的量，c——中和后生成的溶液的比热容，一般为4.18 J/(g· ℃)。 （3）实验步骤： —— 　 ↓ —— 　 ↓ —— 　 ↓ —— 　 ↓ 关键牢记 （1）酸、碱溶液应当用强酸、强碱的稀溶液，因为浓酸或浓碱溶于水一般都要放热。若用弱酸或弱碱，它们电离时要吸收一部分热量，会使测得的数值偏小。 （2）溶液混合要迅速，尽量减少热量的散失。 （3）为保证实验结果的准确性，重复实验2～3次，取其平均值。 （4）为了保证实验中盐酸完全反应，使用的碱稍微过量，计算中和热时按酸来算。 （5）做好保温工作是本实验成功的关键，如为什么用环形玻璃棒，不能用铁质或铜质环形棒，还应注意环形玻璃棒的使用方法。 2.热化学方程式 （1）定义 表明 　反应所释放或吸收的热量的化学方程式，叫作热化学方程式。 如H2（g）＋O2（g）H2O（g）　ΔH＝－241.8 kJ·mol－1表示的意义：在25 ℃、101 kPa下， 　1 mol H2（g）与0.5 mol O2（g）反应生成1 mol H2O（g）时，释放241.8 kJ的热量。 （2）“五步”书写热化学方程式 步骤1　写方程式——写出配平的化学方程式； 步骤2　标状态——用“s”“l”“g”“aq”标明物质的聚集状态； 步骤3　标条件——标明反应的温度和压强（101 kPa、25 ℃时可不标注）； 步骤4　标ΔH——在方程式后写出ΔH； 步骤5　标数值——根据化学计量数计算并写出ΔH的数值及单位。 关键牢记 （1）区别于普通化学方程式：一般不标“↑”“↓”，不写“点燃”“ 加热” 等反应条件。 （2）热化学方程式中各物质化学式前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，若化学计量数加倍，则ΔH数值的绝对值也要加倍。焓变的比较和计算要含正、负号。 （3）不管化学反应是可逆反应还是不可逆反应，热化学方程式中的热效应都是指物质按化学方程式中的化学计量数对应的物质的量完全反应时的热效应。如2SO2（g）＋O2（g）2SO3（g）　ΔH＝－197 kJ·mol－1表示的意义为2 mol SO2（g）和1 mol O2（g）完全转化成 2 mol SO3（g）时放出197 kJ的热量。 （4）同素异形体之间的转化，其热化学方程式除了注明物质的聚集状态外，还要注明名称。 3.化学反应焓变的计算 （1）盖斯定律及其应用 ①内容：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。即：化学反应的反应热只与反应体系的__始态和终态__有关，而与__反应的途径__无关。 ②意义：间接计算某些反应的反应热。如：已知在25 ℃、101 kPa时， a. C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－393.5 kJ·mol－1， b. C(s)＋O2(g)===2CO(g)　ΔH＝－221 kJ·mol－1， 则CO(g)＋O2(g)===CO2(g)的ΔH为__－283_kJ·mol－1__。 ③应用：盖斯定律的理解 热化学方程式 反应热间的关系 aAB、A B ΔH1＝__aΔH2__ AB ΔH1＝__－ΔH2__ ΔH＝__ΔH1＋ΔH2__ 即：若一个化学方程式可由n个化学方程式相加减而得到，则该化学反应的焓变即为这n个化学反应焓变的代数和。 （2）反应热的计算 ①主要依据 热化学方程式、键能、盖斯定律及燃烧热、中和热、反应物和生成物的总能量等。 ②主要方法 a.根据热化学方程式计算 反应热与反应物和生成物各物质的物质的量成正比。 b.根据反应物和生成物的总能量计算 ΔH＝__E生成物－E反应物__。 c.依据反应物化学键断裂与生成物化学键形成过程中的能量变化计算 ΔH＝__E反应物的化学键断裂吸收的能量－E生成物的化学键形成释放的能量__ d.根据盖斯定律计算 化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。 应用盖斯定律常用以下两种方法。 ⅰ．热化学方程式相加或相减，如由 C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1； C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH2； 可得2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g)　ΔH＝2(ΔH1－ΔH2) ⅱ．合理设计反应途径，如， 则ΔH＝ΔH1＋ΔH2。 e.根据物质燃烧热数值计算 Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH| f.根据比热公式进行计算 Q＝c·m·ΔT 关键牢记 应用盖斯定律时要注意的问题 (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。 三、燃料的合理利用 1.燃烧热、中和热、热值 （1）燃烧热与中和热的比较 燃烧热 中和热 定义 在指定温度和100 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定产物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧焓，习惯上又称燃烧热，单位是kJ·mol-1。 在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1 mol 液态 H2O时放出的热量叫中和热。25 ℃（298 K）、101 kPa（100 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 放出57.3 kJ热量。 条件 稳定产物：C→CO2(g)、H→H2O(l)、S→SO2(g)、N→N2(g)。燃烧热均为负值，通常由实验测得。 弱酸（弱碱）参与时因电离吸热，数值小于57.3 kJ；浓硫酸参与时因溶于水放热，数值大于57.3 kJ。 相同点 均为放热反应，ΔH＜0，单位均为 kJ·mol-1 均为放热反应，ΔH＜0，单位均为 kJ·mol-1 反应物的量 1 mol 可燃物 不一定为 1 mol 生成物的量 不确定（稳定产物） 生成水的物质的量为 1 mol 表示方法 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 （2）热值 ①定义：100 kPa 时，单位质量或单位体积的燃料完全燃烧所放出的热量叫做该燃料的热值。 ②热值是燃料质量优劣的重要参数。 关键牢记 中文叙述燃烧热、中和热时可不带"负号"（如"CH4 的燃烧热为 891 kJ·mol-1"），但用 ΔH 表示时一定要带"负号"（ΔH＝－891 kJ·mol-1）。 2.燃料的充分燃烧和利用 （1）燃料的充分燃烧：固体燃料粉碎、液体燃料喷成雾状，增大燃料与空气的接触面积；通入适量空气（过多会带走热量）。 （2）热能的充分利用：改进设备、利用余热、防止热损失；工业上常用热交换器回收利用热能。 一、反应热 易错1：混淆吸放热与反应条件：加热/点燃的反应不一定是吸热反应，常温发生的反应不一定是放热反应。 易错2：燃烧热限定：1mol纯物质完全燃烧生成稳定氧化物，C→CO₂(g)、H→H₂O(l)，生成气态水的热量不能算燃烧热。 易错3：ΔH大小比较：必须带符号比较，-200 kJ/mol的ΔH小于-100 kJ/mol，不能只比绝对值。 易错4：催化剂不改变焓变：只降低反应活化能，不改变反应物、生成物总能量差，对ΔH无任何影响。 易错5：物理溶解过程不属于反应热：NaOH溶解放热、浓硫酸稀释放热，都不属于化学反应的热效应范畴。 二、热化学方程式 易错1：物质状态（s、l、g、aq）缺一不可，状态错则焓变数值、正负全部出错； 易错2：ΔH 单位漏写或写成 kJ； 易错3：化学计量数与 ΔH 不同步翻倍（计量数翻倍 ΔH 需同步翻倍）； 易错4：可逆反应 ΔH 代表完全转化的热量，不能按实际平衡放热判断。 三、盖斯定律 易错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。 易错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。 易错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。 易错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。 四、中和热的测定 易错1：碎泡沫塑料(或纸条)及硬纸板(或泡沫塑料板)的作用是保温、隔热，减少实验过程中热量的损失。 易错2：为保证酸、碱完全中和，常采用碱稍稍过量。 易错3：实验时用环形玻璃搅拌棒搅拌溶液的方法是上下搅动，不能用铜丝搅拌棒代替环形玻璃搅拌棒的理由是铜传热快，热量损失大。 易错4：中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离时的热效应。 易错5：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。 五、反应热的大小比较 易错1：反应物和生成物的状态：物质的气、液、固三态的变化与反应热关系， 易错2：ΔH的符号：比较反应热大小时不要只比较ΔH数值的大小，还要考虑其符号。 易错3：化学计量数：当反应物和生成物的状态相同时，化学计量数越大，放热反应的ΔH越小，吸热反应的ΔH越大。 易错4：可逆反应与反应热(ΔH)：正确理解可逆反应的反应热(ΔH)，如：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝－92.4 kJ·mol－1中的92.4 kJ是1 mol N2(g)与3 mol H2(g)完全反应生成2 mol NH3(g)时放出的热量。 题型1：依据图形，理清活化能与焓变的关系 1．（24-25高三上·上海·阶段检测）根据下图所给信息，得出的结论正确的是                          A．48gC(s)完全燃烧生成CO2气体放出的热量为 -1574 kJ B．2C(s)+O2(g) = 2CO(g)    ΔH= -110.5kJ·mol- 1 C．2CO2(g) = 2CO(g)+O2(g)  ΔH= +283.0kJ·mol-1 D．C(s)+O2(g)= CO2(g)   ΔH= -393.5kJ·mol-1 【答案】D 【解析】A．48g C(s)的物质的量为，已知的焓变为，故4 mol C(s)完全燃烧放热，而非，A错误； B．根据图示，，而的焓变为，B错误； C．根据图示，，则，C错误； D．根据图示，，D正确； 故答案为D。 2．（25-26高二上·上海嘉定·阶段检测）反应能量变化如图所示，下列说法正确的是 A．因为是分解反应，所以该反应吸热 B．由途径a变成b改变了该反应的焓变 C．1mol的能量高于1mol的能量 D．该反应说明比稳定 【答案】C 【解析】A．分解反应不一定都是吸热反应，由能量变化图可知反应物总能量高于生成物总能量，该反应为放热反应，A错误； B．焓变只与反应的始态和终态有关，与反应途径无关，途径a和b的始态、终态相同，焓变不变，B错误； C．由图可知的总能量高于和的总能量，因此的能量高于和的总能量，故的能量高于的能量，C正确； D．物质能量越低越稳定，能量高于，故更稳定，D错误； 故选C。 题型2：有关键能与反应热的计算 3．（25-26高二上·上海嘉定·期中）与经催化重整制氢：，已知该反应中相关的化学键键能数据如下表： 化学键 键能 413 745 436 1075 则该反应的是 A． B． C． D． 【答案】A 【解析】反应焓变的计算公式为反应物总键能生成物总键能，据此代入数据可得，故选A。 4．（25-26高二上·上海·阶段检测）丙烷也能与氯气发生反应，其反应过程中链传递的一步反应能量变化如下图所示。 则断裂中键比断裂中所需能量 A．大 B．小 C．无法比较 D．相等 【答案】A 【解析】从能量图可知：两种路径的反应物总能量相同；断裂端基中C-H键得到的产物总能量，高于断裂中间中C-H键得到的产物总能量。该步反应中，两种路径均只断裂1mol C-H键、生成1mol H-Cl键，H-Cl键的成键放热量相同。根据能量关系： ，变形得：，由于、都相同，因此产物能量越高，断裂对应C-H键所需能量越大。因此断裂中1mol C-H键比断裂中1mol C-H键所需能量更大，选A。 5．（2025·上海·二模）工业上可用  制备雄黄。和的结构如下： 反应中部分键能数据如下： 共价键 S=S As-S 键能 b c 利用上述信息估算As-As的键能_______(用含a、b、c的代数式表示)。 【答案】 【解析】根据图中和的结构可知，中含有6个As-As键，中含有8个As-S键和2个As-As键，设As-As的键能为xkJ∙mol-1，则，则x=。 题型3：多角度书写热化学方程式 6．（24-25高三上·上海·期中）已知：2 mol H2与足量O2充分燃烧生成液态水时放出572 kJ 热量。 (1)该反应的能量变化可用图中的___________(填字母)表示。 (2)写出H2燃烧生成液态水的热化学反应方程式：___________。 【答案】(1)a (2)2H2(g)+O2(g)＝2H2O(l)  ΔH=-572kJ/mol 【解析】（1）2 mol H2与足量O2充分燃烧生成液态水时放出572 kJ 热量。说明反应物具有的总能量高于生成物的总能量，该反应的能量变化用图a表示。答案为：a； （2）由2 mol H2与足量O2充分燃烧生成液态水时放出572 kJ 热量，可知H2燃烧生成液态水的热化学反应方程式：2H2(g)+O2(g)＝2H2O(l)  ΔH=-572kJ/mol。答案为：2H2(g)+O2(g)＝2H2O(l)  ΔH=-572kJ/mol。 7．（24-25高三上·上海·期中）长征5号火箭发射时使用液氢和煤油作为燃料。H2可用CO在高温下与水蒸气反应制得，是目前大规模制取氢气的方法之一。 已知：在25℃、101kPa下，H2O(g)=H2(g)+O2(g) ΔH1=+241.8kJ·mol-1 C(s)+O2(g)=CO(g) ΔH2=-110.5kJ·mol-1 C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH3=-393.5kJ·mol-1 25℃、101kPa下，CO与水蒸气反应转化为H2和CO2的热化学方程式为___________。 【答案】CO(g)+H2O(g)=H2(g)+CO2(g)  ΔH=-41.2kJ/mol 【解析】令H2O(g)=H2(g)+O2(g) ΔH1=+241.8kJ·mol-1①，C(s)+O2(g)=CO(g) ΔH2=-110.5kJ·mol-1②，C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH3=-393.5kJ·mol-1③，CO与水蒸气反应转化为H2和CO2的化学方程式为CO(g)+H2O(g)=H2(g)+CO2(g)，目标反应=①-②+③，故ΔH=ΔH1-ΔH2+ΔH3=-41.2kJ/mol，故热化学方程式为：CO(g)+H2O(g)=H2(g)+CO2(g)  ΔH=-41.2kJ/mol。 8．（24-25高二上·上海·期中）汽车尾气中含有和等有害气体，三元催化转化器可将汽车尾气中的和转化为和，每生成，反应放出热量，该反应的热化学方程式为______。 【答案】 【解析】定反应体系：反应物为、，生成物为、，所有物质均为气态；氧化还原配平：元素从+2价降低为0价，每生成1 mol得到4 mol电子；元素从+2价升高为+4价，每反应1 mol失去2 mol电子，配平得； 计算焓变：14 g的物质的量为，生成0.5 mol放热373 kJ，则生成1 mol放热746 kJ，放热反应为负值，标注各物质聚集状态和焓变即得热化学方程式，为 题型4：盖斯定律的应用 9．（25-26高二上·上海嘉定·阶段检测）生产水煤气过程中有以下反应： ①  ΔH1； ②  ΔH2； ③  ΔH3； 上述反应ΔH3与ΔH1、ΔH2之间的关系为________________________。 【答案】 【解析】本题考查盖斯定律的应用：化学反应的焓变只与反应的始态和终态有关，与反应路径无关。将反应①和反应②的热化学方程式相加，可消去，恰好得到反应③，因此反应③的焓变等于反应①、②的焓变之和，即。 10．（24-25高二下·上海·期中）和发生如下反应可以制取甲醇和二甲醚。 反应Ⅰ： 反应Ⅱ： 写出由合成热化学方程式___________。 【答案】2+H2O(g)  △H= 【解析】反应Ⅰ： 反应Ⅱ： 根据盖斯定律，将Ⅱ-Ⅰ×2得合成热化学方程式为2+H2O(g)  △H=。 技巧1：正确理解活化能与反应热的关系 (1)催化剂能降低反应所需活化能，但不影响焓变的大小。 (2)在无催化剂的情况下，E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能，即E1＝E2＋|ΔH|。 技巧2：做到“五看”，快速判断热化学方程式的正误 (1)看热化学方程式是否配平。 (2)看各物质的聚集状态是否正确。 (3)看ΔH的“＋”、“－”符号是否正确。 (4)看反应热的单位是否为kJ·mol－1。 (5)看反应热的数值与化学计量数是否对应。 技巧3：反应热答题规范指导 (1)描述反应热时，无论是用“反应热”、“焓变”表示还是用ΔH表示，其后所跟数值都需要带“＋”、“－”符号。如：某反应的反应热(或焓变)为ΔH＝－Q kJ·mol－1或ΔH＝＋Q kJ·mol－1。 (2)由于中和反应和燃烧均是放热反应，表示中和热和燃烧热时可不带“－”号。如：某物质的燃烧热为ΔH＝－Q kJ·mol－1或Q kJ·mol－1。 技巧4：利用状态，迅速比较反应热的大小 若反应为放热反应 (1)当反应物状态相同，生成物状态不同时，生成固体放热最多，生成气体放热最少。 (2)当反应物状态不同，生成物状态相同时，固体反应放热最少，气体反应放热最多。 (3)在比较反应热(ΔH)的大小时，应带符号比较。对于放热反应，放出的热量越多，ΔH反而越小。 技巧5：反应热大小的比较规律 1．吸热反应的ΔH比放热反应的ΔH大(前者大于0，后者小于0) 2．等量的可燃物完全燃烧所放出的热量比不完全燃烧所放出的热量多 例：C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＜0　C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH2＜0；ΔH1为完全燃烧放出的热量多，又ΔH1和ΔH2均为负值，所以ΔH1＜ΔH2 3．产物相同时，A(g)燃烧放出的热量比等量的A(s)燃烧放出的热量多 例：S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH1＜0 S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH2＜0　则ΔH1＜ΔH2 4．反应物相同时，生成C(l)所放出的热量比生成等量的C(g)放出的热量多 例：A(g)＋B(g)===C(l)　ΔH1＜0 A(g)＋B(g)===C(g)　ΔH2＜0　则ΔH1＜ΔH2 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理论值 例：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)　ΔH＝－197 kJ·mol－1，向密闭容器中通入2 mol SO2和1 mol O2反应达平衡后，放出的热量小于197 kJ 6．对于同一反应，化学计量数大的，对应放出(吸收)的热量多 例：2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH1＜0 H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH2＜0　则ΔH1＜ΔH2 7．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强酸和弱碱或弱酸和弱碱的稀溶液反应放出的热量多 8．离子电荷相同时，半径越小，断裂离子键时吸收的能量越多 9．若比较的是ΔH的大小，则看的是ΔH的整体数值，包括正负号进行比较 ；若题中所说的是放出(吸收)的热量大小比较，则比较的是ΔH的绝对值大小 学科网（北京）股份有限公5 / 5 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题01 化学反应的热效应 一、化学反应与能量变化 1.系统的内能 （1）体系与环境：被研究的对象称为 （又称系统），体系以外的、与体系相关的其他部分称为 。如：研究盐酸与氢氧化钠溶液的反应，溶液就是系统，而盛溶液的烧杯和溶液周围的空气等便是环境。 （2）内能：内能是体系内物质各种能量的总和，用符号 表示。当温度、压强、物质的聚集状态等发生改变时，内能随之改变。内能的变化用符号 表示。 （3）热与功：能量通过功(用 表示)和热(用 表示)这两种形式在系统与环境之间实现转化或传递。体系内能的变化遵循能量守恒定律，即 。 关键牢记 ①热量是指因温度不同而在系统与环境之间交换或传递的能量，用符号Q表示。 ②除热以外，其他各种形式传递的能量都称为功， 用符号W表示。系统因体积变化所做的功称为体积功，除体积功以外，其他的功如电功、机械功、光能等都称为非体积功，或称其他功。 ③系统与环境可以根据需要来划分，有一定的人为性。 2.化学反应的焓变 1.反应热 在一定温度下，化学反应过程中吸收或释放的热称为化学反应的 ，简称 ，用符号 表示。体系从环境吸热，Q＞0；体系对环境放热，Q＜0。 2.焓（H） 是一种与内能有关的物理量。系统状态发生变化，焓也随之 。 3.焓变 在 、只做体积功条件下进行的化学反应，其反应热等于反应的 ，用符号 表示，常用单位是 。反应的焓变等于生成物与反应物的焓之差： ΔH＝ΣH（生成物）－ΣH（反应物） 4.放热反应与吸热反应 ΔH＜0 时为 ，反应体系向环境释放能量； ΔH＞0 时为 ，反应体系从环境吸收能量。 5.化学键与放热、吸热反应 本质原因：化学反应的本质是 。断裂原有的化学键需要 能量，生成新的化学键会 能量。若反应物断键吸收的能量小于生成物成键放出的能量，该反应为 ；反之，为 键能计算焓变：ΔH＝反应物的总键能－生成物的总键能＝反应物断键吸收的总能量－生成物成键放出的总能量。 6.常见放热反应 ①所有的燃烧反应；②酸碱中和反应；③大多数化合反应；④活泼金属与水或酸的反应；⑤物质的缓慢氧化；⑥铝热反应；⑦生石灰与水的反应 7.常见吸热反应 ①大多数分解反应；②铵盐与碱的反应（如 Ba(OH)2·8H2O 与 NH4Cl 晶体）；③以 C、H2、CO 为还原剂的某些氧化还原反应（如 C 与 H2O(g)、C 与 CO2）；④碳酸氢盐与酸的反应（如 NaHCO3 与盐酸） 8.吸热、放热反应的判断方法 宏观角度：根据反应物总能量（总焓）与生成物总能量（总焓）的相对大小判断。反应物总能量 生成物总能量的反应为放热反应，反之为吸热反应。 微观角度：根据化学键断裂和形成时能量变化的相对大小判断。断键吸收的总能量 成键放出的总能量的反应为吸热反应，反之为放热反应。 关键牢记 ΔH 的含义： （1）放热反应： ΔH 为负值（ΔH＜0）；吸热反应： ΔH 为正值（ΔH＞0）。 （2）ΔH 的符号、数值和单位是一个整体。 （3）比较 ΔH 大小时要带“＋”、“－”号比较。 二、反应热的测量与计算 1.反应热的测量 （1）装置 碎泡沫塑料(或纸条)及泡沫塑料板的作用是__ __。 （2）计算公式：ΔH＝－kJ·mol－1 t1——起始温度，t2——终止温度，n——生成水的物质的量，c——中和后生成的溶液的比热容，一般为4.18 J/(g· ℃)。 （3）实验步骤： —— 　 ↓ —— 　 ↓ —— 　 ↓ —— 　 ↓ 关键牢记 （1）酸、碱溶液应当用强酸、强碱的稀溶液，因为浓酸或浓碱溶于水一般都要放热。若用弱酸或弱碱，它们电离时要吸收一部分热量，会使测得的数值偏小。 （2）溶液混合要迅速，尽量减少热量的散失。 （3）为保证实验结果的准确性，重复实验2～3次，取其平均值。 （4）为了保证实验中盐酸完全反应，使用的碱稍微过量，计算中和热时按酸来算。 （5）做好保温工作是本实验成功的关键，如为什么用环形玻璃棒，不能用铁质或铜质环形棒，还应注意环形玻璃棒的使用方法。 2.热化学方程式 （1）定义 表明 　 的化学方程式，叫作热化学方程式。 如H2（g）＋O2（g）H2O（g）　ΔH＝－241.8 kJ·mol－1表示的意义：在25 ℃、101 kPa下， 　 。 （2）“五步”书写热化学方程式 步骤1　写方程式——写出配平的化学方程式； 步骤2　标状态——用 标明物质的聚集状态； 步骤3　标条件——标明反应的温度和压强（101 kPa、25 ℃时可不标注）； 步骤4　标ΔH——在方程式后写出ΔH； 步骤5　标数值——根据化学计量数计算并写出ΔH的数值及 。 关键牢记 （1）区别于普通化学方程式：一般不标“↑”“↓”，不写“点燃”“ 加热” 等反应条件。 （2）热化学方程式中各物质化学式前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，若化学计量数加倍，则ΔH数值的绝对值也要加倍。焓变的比较和计算要含正、负号。 （3）不管化学反应是可逆反应还是不可逆反应，热化学方程式中的热效应都是指物质按化学方程式中的化学计量数对应的物质的量完全反应时的热效应。如2SO2（g）＋O2（g）2SO3（g）　ΔH＝－197 kJ·mol－1表示的意义为2 mol SO2（g）和1 mol O2（g）完全转化成 2 mol SO3（g）时放出197 kJ的热量。 （4）同素异形体之间的转化，其热化学方程式除了注明物质的聚集状态外，还要注明名称。 3.化学反应焓变的计算 （1）盖斯定律及其应用 ①内容：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。即：化学反应的反应热只与反应体系的__ __有关，而与__ __无关。 ②意义：间接计算某些反应的反应热。如：已知在25 ℃、101 kPa时， a. C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－393.5 kJ·mol－1， b. C(s)＋O2(g)===2CO(g)　ΔH＝－221 kJ·mol－1， 则CO(g)＋O2(g)===CO2(g)的ΔH为__ __。 ③应用：盖斯定律的理解 热化学方程式 反应热间的关系 aAB、A B ΔH1＝__ __ AB ΔH1＝__ __ ΔH＝__ __ 即：若一个化学方程式可由n个化学方程式相加减而得到，则该化学反应的焓变即为这n个化学反应焓变的代数和。 （2）反应热的计算 ①主要依据 热化学方程式、键能、盖斯定律及燃烧热、中和热、反应物和生成物的总能量等。 ②主要方法 a.根据热化学方程式计算 反应热与反应物和生成物各物质的物质的量成正比。 b.根据反应物和生成物的总能量计算 ΔH＝__ __。 c.依据反应物化学键断裂与生成物化学键形成过程中的能量变化计算 ΔH＝__ __ d.根据盖斯定律计算 化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。 应用盖斯定律常用以下两种方法。 ⅰ．热化学方程式相加或相减，如由 C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1； C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH2； 可得2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g)　ΔH＝2(ΔH1－ΔH2) ⅱ．合理设计反应途径，如， 则ΔH＝ΔH1＋ΔH2。 e.根据物质燃烧热数值计算 Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH| f.根据比热公式进行计算 Q＝c·m·ΔT 关键牢记 应用盖斯定律时要注意的问题 (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。 三、燃料的合理利用 1.燃烧热、中和热、热值 （1）燃烧热与中和热的比较 燃烧热 中和热 定义 在 和 时， 纯物质 生成 时所放出的热量，叫做该物质的燃烧焓，习惯上又称燃烧热，单位是 。 在 中，酸跟碱发生中和反应生成 时放出的热量叫中和热。25 ℃（298 K）、101 kPa（100 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 放出 热量。 条件 稳定产物：C→ 、H→ 、S→ 、N→ 。燃烧热均为负值，通常由实验测得。 弱酸（弱碱）参与时因电离吸热，数值 57.3 kJ；浓硫酸参与时因溶于水放热，数值 57.3 kJ。 相同点 均为放热反应，ΔH＜0，单位均为 kJ·mol-1 均为放热反应，ΔH＜0，单位均为 kJ·mol-1 反应物的量 1 mol 可燃物 不一定为 1 mol 生成物的量 不确定（稳定产物） 生成水的物质的量为 1 mol 表示方法 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 （2）热值 ①定义：100 kPa 时， 燃料 所放出的热量叫做该燃料的热值。 ②热值是燃料质量优劣的重要参数。 关键牢记 中文叙述燃烧热、中和热时可不带"负号"（如"CH4 的燃烧热为 891 kJ·mol-1"），但用 ΔH 表示时一定要带"负号"（ΔH＝－891 kJ·mol-1）。 2.燃料的充分燃烧和利用 （1）燃料的充分燃烧：固体燃料粉碎、液体燃料喷成雾状，增大燃料与空气的接触面积；通入 空气（过多会带走热量）。 （2）热能的充分利用：改进设备、利用余热、防止热损失；工业上常用 回收利用热能。 一、反应热 易错1：混淆吸放热与反应条件：加热/点燃的反应不一定是吸热反应，常温发生的反应不一定是放热反应。 易错2：燃烧热限定：1mol纯物质完全燃烧生成稳定氧化物，C→CO₂(g)、H→H₂O(l)，生成气态水的热量不能算燃烧热。 易错3：ΔH大小比较：必须带符号比较，-200 kJ/mol的ΔH小于-100 kJ/mol，不能只比绝对值。 易错4：催化剂不改变焓变：只降低反应活化能，不改变反应物、生成物总能量差，对ΔH无任何影响。 易错5：物理溶解过程不属于反应热：NaOH溶解放热、浓硫酸稀释放热，都不属于化学反应的热效应范畴。 二、热化学方程式 易错1：物质状态（s、l、g、aq）缺一不可，状态错则焓变数值、正负全部出错； 易错2：ΔH 单位漏写或写成 kJ； 易错3：化学计量数与 ΔH 不同步翻倍（计量数翻倍 ΔH 需同步翻倍）； 易错4：可逆反应 ΔH 代表完全转化的热量，不能按实际平衡放热判断。 三、盖斯定律 易错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。 易错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。 易错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。 易错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。 四、中和热的测定 易错1：碎泡沫塑料(或纸条)及硬纸板(或泡沫塑料板)的作用是保温、隔热，减少实验过程中热量的损失。 易错2：为保证酸、碱完全中和，常采用碱稍稍过量。 易错3：实验时用环形玻璃搅拌棒搅拌溶液的方法是上下搅动，不能用铜丝搅拌棒代替环形玻璃搅拌棒的理由是铜传热快，热量损失大。 易错4：中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离时的热效应。 易错5：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。 五、反应热的大小比较 易错1：反应物和生成物的状态：物质的气、液、固三态的变化与反应热关系， 易错2：ΔH的符号：比较反应热大小时不要只比较ΔH数值的大小，还要考虑其符号。 易错3：化学计量数：当反应物和生成物的状态相同时，化学计量数越大，放热反应的ΔH越小，吸热反应的ΔH越大。 易错4：可逆反应与反应热(ΔH)：正确理解可逆反应的反应热(ΔH)，如：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝－92.4 kJ·mol－1中的92.4 kJ是1 mol N2(g)与3 mol H2(g)完全反应生成2 mol NH3(g)时放出的热量。 题型1：依据图形，理清活化能与焓变的关系 1．（24-25高三上·上海·阶段检测）根据下图所给信息，得出的结论正确的是                          A．48gC(s)完全燃烧生成CO2气体放出的热量为 -1574 kJ B．2C(s)+O2(g) = 2CO(g)    ΔH= -110.5kJ·mol- 1 C．2CO2(g) = 2CO(g)+O2(g)  ΔH= +283.0kJ·mol-1 D．C(s)+O2(g)= CO2(g)   ΔH= -393.5kJ·mol-1 2．（25-26高二上·上海嘉定·阶段检测）反应能量变化如图所示，下列说法正确的是 A．因为是分解反应，所以该反应吸热 B．由途径a变成b改变了该反应的焓变 C．1mol的能量高于1mol的能量 D．该反应说明比稳定 题型2：有关键能与反应热的计算 3．（25-26高二上·上海嘉定·期中）与经催化重整制氢：，已知该反应中相关的化学键键能数据如下表： 化学键 键能 413 745 436 1075 则该反应的是 A． B． C． D． 4．（25-26高二上·上海·阶段检测）丙烷也能与氯气发生反应，其反应过程中链传递的一步反应能量变化如下图所示。 则断裂中键比断裂中所需能量 A．大 B．小 C．无法比较 D．相等 5．（2025·上海·二模）工业上可用  制备雄黄。和的结构如下： 反应中部分键能数据如下： 共价键 S=S As-S 键能 b c 利用上述信息估算As-As的键能_______(用含a、b、c的代数式表示)。 题型3：多角度书写热化学方程式 6．（24-25高三上·上海·期中）已知：2 mol H2与足量O2充分燃烧生成液态水时放出572 kJ 热量。 (1)该反应的能量变化可用图中的___________(填字母)表示。 (2)写出H2燃烧生成液态水的热化学反应方程式：___________。 7．（24-25高三上·上海·期中）长征5号火箭发射时使用液氢和煤油作为燃料。H2可用CO在高温下与水蒸气反应制得，是目前大规模制取氢气的方法之一。 已知：在25℃、101kPa下，H2O(g)=H2(g)+O2(g) ΔH1=+241.8kJ·mol-1 C(s)+O2(g)=CO(g) ΔH2=-110.5kJ·mol-1 C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH3=-393.5kJ·mol-1 25℃、101kPa下，CO与水蒸气反应转化为H2和CO2的热化学方程式为___________。 8．（24-25高二上·上海·期中）汽车尾气中含有和等有害气体，三元催化转化器可将汽车尾气中的和转化为和，每生成，反应放出热量，该反应的热化学方程式为______。 题型4：盖斯定律的应用 9．（25-26高二上·上海嘉定·阶段检测）生产水煤气过程中有以下反应： ①  ΔH1； ②  ΔH2； ③  ΔH3； 上述反应ΔH3与ΔH1、ΔH2之间的关系为________________________。 10．（24-25高二下·上海·期中）和发生如下反应可以制取甲醇和二甲醚。 反应Ⅰ： 反应Ⅱ： 写出由合成热化学方程式___________。 技巧1：正确理解活化能与反应热的关系 (1)催化剂能降低反应所需活化能，但不影响焓变的大小。 (2)在无催化剂的情况下，E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能，即E1＝E2＋|ΔH|。 技巧2：做到“五看”，快速判断热化学方程式的正误 (1)看热化学方程式是否配平。 (2)看各物质的聚集状态是否正确。 (3)看ΔH的“＋”、“－”符号是否正确。 (4)看反应热的单位是否为kJ·mol－1。 (5)看反应热的数值与化学计量数是否对应。 技巧3：反应热答题规范指导 (1)描述反应热时，无论是用“反应热”、“焓变”表示还是用ΔH表示，其后所跟数值都需要带“＋”、“－”符号。如：某反应的反应热(或焓变)为ΔH＝－Q kJ·mol－1或ΔH＝＋Q kJ·mol－1。 (2)由于中和反应和燃烧均是放热反应，表示中和热和燃烧热时可不带“－”号。如：某物质的燃烧热为ΔH＝－Q kJ·mol－1或Q kJ·mol－1。 技巧4：利用状态，迅速比较反应热的大小 若反应为放热反应 (1)当反应物状态相同，生成物状态不同时，生成固体放热最多，生成气体放热最少。 (2)当反应物状态不同，生成物状态相同时，固体反应放热最少，气体反应放热最多。 (3)在比较反应热(ΔH)的大小时，应带符号比较。对于放热反应，放出的热量越多，ΔH反而越小。 技巧5：反应热大小的比较规律 1．吸热反应的ΔH比放热反应的ΔH大(前者大于0，后者小于0) 2．等量的可燃物完全燃烧所放出的热量比不完全燃烧所放出的热量多 例：C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＜0　C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH2＜0；ΔH1为完全燃烧放出的热量多，又ΔH1和ΔH2均为负值，所以ΔH1＜ΔH2 3．产物相同时，A(g)燃烧放出的热量比等量的A(s)燃烧放出的热量多 例：S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH1＜0 S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH2＜0　则ΔH1＜ΔH2 4．反应物相同时，生成C(l)所放出的热量比生成等量的C(g)放出的热量多 例：A(g)＋B(g)===C(l)　ΔH1＜0 A(g)＋B(g)===C(g)　ΔH2＜0　则ΔH1＜ΔH2 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理论值 例：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)　ΔH＝－197 kJ·mol－1，向密闭容器中通入2 mol SO2和1 mol O2反应达平衡后，放出的热量小于197 kJ 6．对于同一反应，化学计量数大的，对应放出(吸收)的热量多 例：2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH1＜0 H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH2＜0　则ΔH1＜ΔH2 7．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强酸和弱碱或弱酸和弱碱的稀溶液反应放出的热量多 8．离子电荷相同时，半径越小，断裂离子键时吸收的能量越多 9．若比较的是ΔH的大小，则看的是ΔH的整体数值，包括正负号进行比较 ；若题中所说的是放出(吸收)的热量大小比较，则比较的是ΔH的绝对值大小 学科网（北京）股份有限公5 / 5 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $