第一章 化學反應的熱效應（考點串講）-2024-2025學年高二化學上學期期中考點大串講（滬科版2020選擇性必修1）

化學反應的熱效應第一章考點串講目錄CONTENTS010203反應熱的測量和計算化學反應與能量變化燃燒熱

燃料的合理利用思

維

導

圖化學反應與能量變化1考

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理一、系統(tǒng)的內能考點01化學反應與能量變化內能是系統(tǒng)內物質各種能量的總和，用符號U表示當系統(tǒng)處于一定狀態(tài)時，系統(tǒng)就具有確定的內能，當溫度、壓強、物質的聚集狀態(tài)等發(fā)生改變，內能也隨之改變。但內能的變化可以體現(xiàn)在狀態(tài)變化的過程中，可以是物質溫度、聚集狀態(tài)變化前后系統(tǒng)內能的變化，也可以是反應物轉化為生成物的過程中系統(tǒng)內能的變化。系統(tǒng)內能的變化用符號ΔU來表示。幾乎所有化學反應的發(fā)生，都伴隨著能量的變化，能量通過功和熱這兩種形式在系統(tǒng)與環(huán)境之間實現(xiàn)轉化或傳遞?？梢酝ㄟ^測定系統(tǒng)變化過程中的功和熱得到系統(tǒng)內能的變化量?？?/p>

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理一、系統(tǒng)的內能考點01化學反應與能量變化熱容和比熱容在不發(fā)生化學反應和物質聚集狀態(tài)不變的條件下，一定量物質吸收熱量，溫度每升高1K時所吸收的熱量稱為該物質的熱容，用符號C表示，單位是j·K-1，單位質量物質的熱容稱為該物質的比熱容，用符號c表示，常用單位是kJ·K-1·kg-1。利用下式可以計算一定質量的物質在溫度上升或降低時所需吸收或釋放的熱量。Q=cmAT考

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理二、反應熱與焓變的比較考點01化學反應與能量變化反應熱焓變概念在化學反應過程中，當反應物和生成物具有相同溫度時，所吸收或放出的熱量在恒溫、恒壓的條件下，化學反應過程中吸收或釋放的熱量符號QΔH單位kJkJ·mol－1與能量變化的關系Q＞0，反應放出熱量Q＜0，反應吸收熱量ΔH＞0，反應吸收熱量ΔH＜0，反應放出熱量相互關系在恒壓條件下的反應熱即是焓變考

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理三、放熱反應與吸熱反應考點01化學反應與能量變化放熱反應吸熱反應定義放出熱量的化學反應吸收熱量的化學反應表示方法ΔH＜0ΔH＞0形成原因

能量變化反應物的總能量＞生成物的總能量反應物的總能量＜生成物的總能量鍵能變化反應物的總鍵能＜生成物的總鍵能反應物的總鍵能＞生成物的總鍵能反應類型①所有的燃燒反應②大多數(shù)化合反應③所有的金屬與酸、鹽置換的反應④酸堿中和反應⑤鋁熱反應①大多數(shù)分解反應②Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl的反應③C和CO2的反應④C和H2O(g)的反應⑤NaHCO3與鹽酸的反應考

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理三、放熱反應與吸熱反應考點01化學反應與能量變化反應過程圖示與化學鍵的關系聯(lián)系①ΔH＝反應物鍵能之和－生成物鍵能之和②鍵能越大，物質能量越低，越穩(wěn)定；反之鍵能越小，物質能量越高，越不穩(wěn)定考

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理四、化學反應中能量變化的原因考點01化學反應與能量變化1．從反應物和生成物的總能量相對大小的角度分析，如圖所示

當反應物的總能量大于生成物的總能量，該化學反應就會放出能量；當生成物的總能量大于反應物的總能量，該化學反應就會吸收能量。2．從反應熱的量化參數(shù)——鍵能的角度分析當反應物中化學鍵的斷裂所吸收的能量大于形成生成物中的化學鍵所釋放的能量時，該反應就要吸收能量；反之，該化學反應就會釋放能量。考

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理四、化學反應中能量變化的原因考點01化學反應與能量變化反應物生成物化學反應鍵斷裂鍵生成原子重新組合吸收能量放出能量吸收能量＞釋放能量吸熱反應ΔH>0

化學反應的實質：舊的化學鍵斷裂和新的化學鍵形成過程。吸收能量＜釋放能量放熱反應ΔH<0微觀角度認識反應熱的實質考

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理思維誤區(qū)考點01化學反應與能量變化1．化學反應過程中一定有能量變化，但不一定都以熱能的形式放出，可能還有電能、光能等其他形式。2．吸熱反應、放熱反應判斷“兩大”誤區(qū)：誤區(qū)一：與反應條件有關。實際上，很多放熱反應需要加熱或點燃，如木炭燃燒等，而有些吸熱反應在常溫下即能發(fā)生，如Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl的反應。誤區(qū)二：只要吸熱就是吸熱反應，只要放熱就是放熱反應。要清楚吸、放熱反應是針對化學反應而言，如水的液化放出熱量，但不是放熱反應，因該過程為物理變化。典

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精

講考點01化學反應與能量變化【典例01-1】熱力學溫度，又稱開爾文溫標，簡稱開氏溫標，是國際單位制七個基本物理量之一。開爾文(LordKelvin)被稱為熱力學之父，他將第一和第二熱力學定律公式化。（1）下列關于反應ΔU的說法中，正確的是_____。A．ΔU>0時，反應放出能量

B．ΔU<0時，反應放出能量C．ΔU=Q

D．ΔU=ΔH（2）下列關于內能和內能變化的敘述正確的是_____。A．內能是體系內物質所含的能量總和B．內能只與物質的種類、數(shù)量以及聚集狀態(tài)有關C．系統(tǒng)的內能可以通過實驗測得D．內能變化就是反應熱（3）一定條件，在水溶液中1molCl-、

(x=1，2，3，4)的能量(KJ)相對大小如圖所示，則D是_______(填離子符號)。B=A+C反應的熱化學方程式為(用離子方程表示)：_______。（1）B（2）A（3）ClO4-3ClO-(aq)=ClO3-(aq)+2Cl-(aq)ΔH=-117kJ/mol典

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講考點01化學反應與能量變化【典例01-2】工業(yè)上由CO2和H2合成氣態(tài)甲醇的熱化學方程式為CO2(g)＋3H2(g)=CH3OH(g)＋H2O(g)

ΔH＜0。已知該反應是放熱反應。下列表示合成甲醇的反應的能量變化示意圖正確的是A．

B．C．

D．A典

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講考點01化學反應與能量變化【典例01-2】下列關于反應熱和焓變的說法正確的是A．放熱反應的ΔH＜0，吸熱反應的ΔH＞0B．任何條件下，焓變完全等于反應熱C．所有化學反應的反應熱都可以通過實驗直接測得D．生成物的總焓大于反應物的總焓時，ΔH＜0A舉

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三考點01化學反應與能量變化【演練01】圖表示有關反應的反應過程與能量變化的關系。下列說法錯誤的是A．

B．S(s)比S(g)穩(wěn)定C． D．S(s)轉化為S(g)是吸熱過程C舉

一

反

三考點01化學反應與能量變化【演練02】理論研究表明，在101kPa和298K下，

異構化反應過程的能量變化如圖所示，下列說法中錯誤的是A．該異構化反應的B．HCN比HNC穩(wěn)定C．使用催化劑，可以改變反應的反應熱D．在該條件下，HCN的總能量低于HNC的總能量C反應熱的測量和計算2考

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理一、反應熱的測量考點02反應熱的測量和計算測量反應前后體系的溫度使反應物迅速混合，使反應充分進行，保持體系的溫度均勻起保溫作用1．實驗裝置考

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理一、反應熱的測量考點02反應熱的測量和計算(1)測量反應物溫度(t1℃)：用量筒分別量取50mL0.50mol/L鹽酸和50mL0.55mol/LNaOH溶液，測量兩溶液溫度，并取其平均值記為t1℃。(2)測量反應后體系溫度(t2℃)：使鹽酸和NaOH溶液迅速在量熱計中混合,并用玻璃攪拌器攪拌，記錄混合溶液的最高溫度為t2℃。(3)重復操作2次，取溫度差(t2-t1)℃的平均值作為計算依據(jù)。2．實驗步驟考

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理一、反應熱的測量考點02反應熱的測量和計算所用鹽酸和NaOH溶液均為稀溶液，近似認為其密度為1g·cm-3，即鹽酸和NaOH溶液的質量均為50g，反應后生成的溶液的比熱容c=4.18J·g-1·℃-1，生成n(H2O)=0.50mol/L×0.05L=0.025mol，則生成1molH2O時放出的熱量為kJkJ3．數(shù)據(jù)處理考

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理一、反應熱的測量考點02反應熱的測量和計算（1）裝置保溫、隔熱：以減少熱量的損失，實驗中使用了簡易量熱計。（2）溫度測量準確：實驗操作時混合溶液時動作要快，以減少熱量的損失，并注意以下三點。①實驗要用同一支溫度計，在測量酸、堿及混合液的溫度后必須用水洗凈后并用濾紙擦干再使用。②在測量反應混合液的溫度時要隨時讀取溫度值，記錄下最高溫度值。③溫度計懸掛，使水銀球處于溶液的中央位置，溫度計不要靠在容器壁上或插入容器底部。（3）為保證酸、堿完全中和，常采取的措施是堿稍稍過量（實驗中若使用弱酸或弱堿，會使測得數(shù)值偏?。＃?）中和熱的數(shù)值(57.3kJ·mol－1)是指稀的強酸和強堿反應生成可溶性鹽和水時的反應熱，非不是適用所有酸堿，濃酸(如濃硫酸)或濃堿溶于水時也要放熱，中和熱數(shù)值會大于57.3kJ·mol－1，而弱酸或弱堿參與的中和反應，因弱酸或弱堿電離時要吸收熱量，則中和熱數(shù)值小于57.3kJ·mol－1。4．實驗注意事項考

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理一、反應熱的測量考點02反應熱的測量和計算由于實驗儀器的保溫、隔熱效果和操作方面的原因，測定的實驗值一般小于真實值[H＋(aq)＋OH－(aq)＝H2O(l)

ΔH＝－57.3kJ·mol－1]。產(chǎn)生誤差的可能原因有如下幾個方面：（1）配制溶液的濃度有誤差，量取溶液的體積有誤差；（2）溫度計的讀數(shù)有誤差；（3）實驗過程中有液體灑在外面；（4）混合酸、堿溶液時，動作遲緩，導致實驗誤差；（5）隔熱措施不佳，致使實驗過程中熱量損失而導致誤差；（6）測了酸后的溫度計未用水清洗而便立即去測堿的溫度，因少量酸堿提前反應致使熱量損失而引起誤差。5．誤差分析考

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理思維誤區(qū)考點02反應熱的測量和計算1．實驗中改變酸堿的用量時，反應放出的熱量發(fā)生改變，但中和熱不改變。因為中和熱是酸堿發(fā)生中和反應生成lmolH2O的反應熱，中和熱與酸堿用量無關。2．中和熱不包括離子在水溶液中的生成熱、物質的溶解熱、電解質電離時的熱效應。3．為減小誤差，中和熱測定實驗中應注意：（1）“快”：實驗操作動作要快，減少熱量的損失。（2）“準”：溫度在反應熱的測量中是最重要的參數(shù)，在測量時讀數(shù)要準。（3）“稀”：所用酸液和堿液的濃度宜小不宜大?？?/p>

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理二、熱化學方程式考點02反應熱的測量和計算能表示實際參加反應物質的量和反應熱的關系的化學方程式。H2(g)+I2(g)======2HI(g)△H=－14.9kJ/mol200℃101kPa物質狀態(tài)溫度和壓強能量變化表示1mol氣態(tài)H2與1mol氣態(tài)碘完全反應，生成2mol氣態(tài)HI時，放出14.9kJ的熱量。1．概念：表明反應所釋放或吸收熱量的化學方程式。2．意義：表明了化學反應中的物質變化和能量變化。如N2H4(g)+O2(g)

=N2(g)+2H2O(g)

ΔH=-534.4kJ·mol-1考

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理二、熱化學方程式考點02反應熱的測量和計算①書寫時必須注明物質的聚集狀態(tài)。因反應物和生成物的聚集狀態(tài)不同，ΔH的數(shù)值及符號也不同②化學計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)。因熱化學方程式中各物質的化學計量數(shù)僅表示物質的物質的量③ΔH寫在方程式的后面，用“空格”隔開，ΔH后的數(shù)值要標“＋”或“－”且后面要寫上kJ·mol－1④ΔH的值必須與方程式中化學式前的化學計量數(shù)相對應。因ΔH與參加反應的物質的量有關，所以，若化學計量數(shù)加倍，則ΔH的數(shù)值也要加倍⑤當反應向逆反應方向進行時，其反應熱與正反應的反應熱數(shù)值相等，但符號相反⑥不標注“↑”、“↓”以及反應條件，如“點燃”、“加熱”等3．書寫：考

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理二、熱化學方程式考點02反應熱的測量和計算一審ΔH的“+”“-”—放熱反應ΔH為“-”,吸熱反應ΔH為“+”二審單位

—單位一定為“kJ·mol-1”,易錯寫成“kJ”或漏寫三審狀態(tài)

—物質的聚集狀態(tài)必須正確,特別是溶液中的反應易寫錯四審數(shù)據(jù)對應性

—反應熱的數(shù)值必須與方程式的化學計量數(shù)相對應,即化學計量數(shù)與ΔH的絕對值成正比。當反應逆向進行時,其反應熱與正反應的反應熱數(shù)值相等,符號相反五審是否符合概念—如燃燒熱、中和熱的熱化學方程式4．正誤判斷：考

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理思維誤區(qū)考點02反應熱的測量和計算1．ΔH與反應的“可逆性”可逆反應的ΔH表示反應完全時的熱量變化，與反應是否可逆無關，如N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)

ΔH＝－92.4kJ·mol－1，表示在298K時，1molN2(g)和3molH2(g)完全反應生成2molNH3(g)時放出92.4kJ的熱量。但實際上1molN2(g)和3molH2(g)充分反應，不可能生成2molNH3(g)，故實際反應放出的熱量小于92.4kJ。2．書寫與判斷時要注意①有無漏寫反應物或生成物的聚集狀態(tài)。②有無漏寫ΔH的正、負號，漏寫單位kJ·mol－1或錯寫單位。③ΔH后的數(shù)值是否與化學計量數(shù)不一致?？?/p>

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理三、蓋斯定律考點02反應熱的測量和計算1.從反應途徑的角度理解蓋斯定律一個化學反應，不管是一步完成的還是分幾步完成的，其反應熱是相同的。換句話說，在一定條件下，化學反應的反應熱只與反應體系的始態(tài)和終態(tài)有關，而與反應的途徑無關。2.從能量守恒角度理解蓋斯定律考

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理三、蓋斯定律考點02反應熱的測量和計算從反應途徑角度：A→D：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝－(ΔH4＋ΔH5＋ΔH6)；從能量守恒角度：ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝0?？?/p>

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理三、蓋斯定律考點02反應熱的測量和計算利用蓋斯定律書寫熱化學方程式的步驟：考

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理思維誤區(qū)考點02反應熱的測量和計算應用蓋斯定律進行簡單計算，關鍵在于設計反應過程，同時注意以下幾點：①反應式乘以或除以某數(shù)時，ΔH也應乘以或除以某數(shù)。②應式進行加減運算時，ΔH也同樣要進行加減運算，且要帶“＋”、“－”符號，即把ΔH看作一個整體進行運算。③過蓋斯定律計算比較反應熱的大小時，同樣要把ΔH看作一個整體。④設計的反應過程中常會遇到同一物質固、液、氣三態(tài)的相互轉化，狀態(tài)由固→液→氣變化時，會吸熱；反之會放熱。⑤設計的反應逆向進行時，其反應熱與正反應的反應熱數(shù)值相等，符號相反?？?/p>

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理四、?H的大小比較考點02反應熱的測量和計算1．看符號比較ΔHΔH的大小比較時包含“＋”“－”的比較。吸熱反應ΔH＞0，放熱反應ΔH＜0，可判斷吸熱反應的ΔH大于放熱反應的ΔH。2．看化學計量數(shù)比較ΔH同一化學反應：ΔH與化學計量數(shù)成正比。如：H2(g)＋2(1)O2(g)＝H2O(l)

ΔH1＝－a

kJ·mol－12H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l)

ΔH2＝－b

kJ·mol－1可判斷：b＝2a，所以ΔH1＞ΔH2?？?/p>

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理四、?H的大小比較考點02反應熱的測量和計算3．看物質的聚集狀態(tài)比較ΔH（1）同一反應，生成物的聚集狀態(tài)不同如：A(g)＋B(g)＝C(g)

ΔH1＜0A(g)＋B(g)＝C(l)

ΔH2＜0由物質的能量(E)的大小知熱量：Q1＜Q2，反應為放熱反應，所以ΔH1＞ΔH2。（2）同一反應，反應物的聚集狀態(tài)不同如：S(g)＋O2(g)＝SO2(g)

ΔH1S(s)＋O2(g)＝SO2(g)

ΔH2由物質的能量(E)的大小知熱量：Q1＞Q2，反應為放熱反應，則ΔH1＜ΔH2。考

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理四、?H的大小比較考點02反應熱的測量和計算4．看反應之間的聯(lián)系比較ΔH如：C(s)＋O2(g)＝CO2(g)

ΔH1

C(s)＋2(1)O2(g)＝CO(g)

ΔH2可判斷：C(s)ΔH1(――→)CO2(g)，C(s)ΔH2(――→)CO(g)ΔH3(――→)CO2(g)；ΔH2＋ΔH3＝ΔH1，又因為ΔH3＜0，所以ΔH2＞ΔH1。5．看可逆反應比較ΔH如：工業(yè)生產(chǎn)硫酸過程中，SO2在接觸室中被催化氧化為SO3，已知該反應為可逆反應，現(xiàn)將2molSO2、1molO2充入一密閉容器中充分反應后，放出的熱量為98.3kJ，2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)

ΔH＝－Q

kJ·mol－1，則Q＞98.3。6．看中和反應的酸堿比較ΔH生成1molH2O時：強酸和強堿的稀溶液的中和反應反應熱ΔH＝－57.3kJ·mol－1；弱酸、弱堿電離時吸熱，反應時放出的總熱量小于57.3kJ；濃硫酸稀釋時放熱，反應時放出的總熱量大于57.3kJ?？?/p>

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理五、反應熱的計算考點02反應熱的測量和計算(1)根據(jù)熱化學方程式計算根據(jù)熱化學方程式計算焓變時常用的方法有關系式法、差量法、守恒法、方程組法等，在列比例式時，一定要做到兩個量的單位“上下一致，左右相當”。(2)根據(jù)反應物和生成物的總能量計算ΔH=生成物的總能量-反應物的總能量(3)根據(jù)反應物和生成物的鍵能計算ΔH=反應物的總鍵能-生成物的總鍵能(4)根據(jù)可燃物的燃燒熱計算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|(燃燒熱)(5)根據(jù)蓋斯定律計算反應熱方法一：虛擬途徑法方法二：加和法典

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講考點02反應熱的測量和計算【典例02-1】利用圖示裝置測定中和熱的實驗步驟如下：①量取

溶液倒入小燒杯中，測量溫度；②量取

溶液，測量溫度；③打開杯蓋，將NaOH溶液倒量熱計的內筒，立即蓋上杯蓋，插入溫度計，混合均勻后測量混合液溫度。下列說法不正確的是A．儀器A的名稱是玻璃攪拌器B．為便于酸堿充分反應，NaOH溶液應分多次加入C．NaOH溶液稍過量的原因是確保硫酸完全被中和D．用溫度計測定NaOH溶液起始溫度后直接測定溶液的溫度，所測中和熱ΔH有誤差B典

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講考點02反應熱的測量和計算【典例02-2】C典

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講考點02反應熱的測量和計算【典例02-3】C舉

一

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三考點02反應熱的測量和計算【演練01】某實驗小組設計用0.55mol/L的NaOH溶液50mL與0.50mol/L的鹽酸50mL置于如圖所示的裝置中進行測定中和熱的實驗。（1）該裝置中缺少的一種玻璃儀器是________，該儀器的作用是________。（2）實驗中，所用NaOH稍過量的原因是________。（3）在中和熱測定實驗中，有用水洗滌溫度計上的鹽酸溶液的步驟，若無此操作，則測得的中和熱數(shù)值_______(填“偏大”、“偏小”或“不變”)。測量NaOH溶液溫度時，溫度計上的堿未用水沖洗，對測定結果有何影響？________(填“偏大”、“偏小”或“無影響”)。舉

一

反

三考點02反應熱的測量和計算（4）該實驗小組做了三次實驗，每次取鹽酸和NaOH溶液各50mL，并記錄如表原始數(shù)據(jù)：已知鹽酸、NaOH溶液密度均近似為1.00g/cm3，中和后混合液的比熱容c=4.18×10?3kJ/(g·℃)，則該反應的中和熱ΔH=________。(保留到小數(shù)點后1位)舉

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三考點02反應熱的測量和計算（1）玻璃攪拌器讓酸堿充分接觸發(fā)生反應（2）確保定量的HCl反應完全（3）偏小無影響（4）?56.8kJ/mol舉

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三考點02反應熱的測量和計算【演練02】C舉

一

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三考點02反應熱的測量和計算【演練03】B燃燒熱

燃料的合理利用3考

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理一、燃燒熱考點03燃燒熱燃料的合理利用1．反應熱與燃燒熱的比較

反應熱燃燒熱能量的變化放熱或吸熱放熱ΔH的大小放熱時，ΔH＜0；吸熱時，ΔH＞0ΔH＜0反應物的量不限1mol純物質生成物無要求指定產(chǎn)物熱化學方程式有無數(shù)個唯一考

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理一、燃燒熱考點03燃燒熱燃料的合理利用2．燃燒熱和中和熱的比較

燃燒熱中和熱相同點能量變化放熱ΔH及其單位ΔH＜0，單位均為kJ·mol－1不同點反應物的量1mol不一定為1mol生成物的量不確定生成水的量為1mol反應熱的含義101kPa時，1mol純物質完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的熱量，即C→CO2(g)、H→H2O(l)、S→SO2(g)、N元素→N2(g)、X(鹵素)→HX(g)在稀溶液里，酸與堿發(fā)生中和反應生成1mol水時所放出的熱量表示方法燃燒熱ΔH＝－akJ·mol－1(a＞0)強酸與強堿反應的中和熱ΔH＝－57.3kJ·mol－1特點物質燃燒一定放熱，ΔH一定為負值弱酸、弱堿電離吸熱，中和熱數(shù)值比57.3小，有沉淀生成的中和熱數(shù)值比57.3大考

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理思維誤區(qū)考點03燃燒熱燃料的合理利用1．化學反應過程中一定有能量變化，但不一定都以熱能的形式放出，可能還有電能、光能等其他形式。2．吸熱反應、放熱反應判斷“兩大”誤區(qū)：誤區(qū)一：與反應條件有關。實際上，很多放熱反應需要加熱或點燃，如木炭燃燒等，而有些吸熱反應在常溫下即