第1章 化学反应的热效应——【期末复习】高二化学单元复习知识点梳理（人教版2019选择性必修1）

第一章  化学反应的热效应知识清单

考点1  反应热 焓变

一、反应热及其测定

1．体系（系统）及环境－－以研究盐酸与NaOH溶液的反应为例

2．反应热

（1）含义：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。

（2）测定方法：利用量热计直接测定。

3．反应热测定

（1）实验装置及仪器

（2）测定过程

（3）注意事项

①所用装置要尽可能做到保温、隔热；实验操作时动作要快，尽量减少热量的损失。

②用溶液的配制必须准确，且浓度要小；为了保证酸完全中和，常采用碱稍过量的方法。

③实验中所用的盐酸和氢氧化钠溶液配好后要充分冷却至室温，才能使用。

④要使用同一支温度计，温度计读数要尽可能准确；水银球部位一定要完全浸没在溶液中，且要稳定一段时间后再读数，以提高测量的精度；两次读数的时间间隔要短，这样才能读到最高温度，即最终温度。

⑤实验中若用弱酸（碱）代替强酸（碱），因中和过程中弱酸或弱碱的电离吸热，会使测得的反应热数值的绝对值偏小。

⑥可采用多次测量取平均值的方法，减小实验误差。

（4）结论

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 H2O时，放出57.3kJ的热量。

二、反应热与焓变

1．产生反应热的原因：化学反应前后体系的内能发生了变化。

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）：与内能有关的物理量。

（3）焓变：在等压条件下进行的化学反应，其反应热等于反应的焓变。

①符号：ΔH。

②单位：kJ/mol（或kJ·mol－1）。

（4）反应热与焓变的关系

①放热反应：其焓减小，ΔH为负值，即ΔH＜0。

②吸热反应：其焓增大，ΔH为正值，即ΔH＞0。

3．从微观角度认识反应热的实质

（1）H2（g）+Cl2（g）＝2HCl（g）（25℃，101kPa下）的能量变化

（2）化学反应中能量变化的主要原因是化学键断裂和形成时的能量变化。

4．ΔH的计算方法

（1）ΔH＝反应物断键吸收的总能量－生成物成键释放的总能量。

（2）ΔH＝生成物所具有的总能量－反应物所具有的总能量。

5．常见的放热反应和吸热反应

（1）放热反应

①金属、金属氧化物与酸或水的反应

②可燃物的燃烧反应及缓慢氧化

③酸和碱的中和反应

④铝热反应，如2Al+Fe2O32Fe+Al2O3

⑤大多数的化合反应。如2NO2N2O4

（2）吸热反应

①大多数的分解的反应（2H2O22H2O+O2↑除外）

②铵盐和碱反应，如Ba（OH）2•8H2O+2NH4Cl＝BaCl2+2NH3•H2O+8H2O

③盐的水解反应

④两个特殊反应：C+CO22CO、C+H2O（g）CO+H2

⑤碳酸氢钠与柠檬酸的反应

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

①在高温下才能进行的化学反应不一定是吸热反应

②在常温下进行的化学反应不一定是放热反应

③使用催化剂的反应不一定是吸热反应

（2）可用根据反应条件判断反应的热效应

①需要持续加热才能进行的反应一般是吸热反应

②反应开始需要加热，停热后仍能继续进行，一般是放热反应

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

①体系的温度升高：放热反应

②体系的温度降低：吸热反应

（2）密闭体系的压强变化

①体系的压强增大：放热反应

②体系的压强减小：吸热反应

（3）液体的挥发程度

①液体的挥发程度增大：放热反应

②液体的挥发程度减小：吸热反应

（4）催化剂的红热程度

①停热后催化剂继续红热：放热反应

②停热后催化剂不再红热：吸热反应

考点2  热化学方程式

一、热化学方程式

1．概念：表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式。

2．热化学方程式中各量的含义

（1）化学计量数

①含义：只表示物质的量，不表示分子个数

②特点：可以是整数也可以是分数

（2）热化学方程式的意义：

①2molA（g）和1molB（g）完全反应生成3mol C（g）时释放akJ的热量。

2A（g）+B（g）3C（g）  △H＝－akJ·mol－1

②25℃、101kPa下，1mol气态H2与0.5mol气态O2反应生成1mol液态H2O时，放出的热量是285.8kJ。

H2（g）+O2（g）＝H2O（l）ΔH＝－285.8kJ·mol－1

（3）热化学方程式中的△H

①△H＝－akJ·mol－1中mol－1的含义：每摩尔反应

②单位：kJ·mol－1，与化学计量数无关

③正负：正逆反应的数值相等，符号相反

3．热化学方程式的正误判断

（1）注意标明物质的聚集状态：方程式中每种物质的化学式后面用括号注明物质的聚集状态（g、l、s），不用标“↑”或“↓”，水溶液用aq表示。

（2）注意注明必要的反应条件：焓变与温度等测定条件有关，所以书写时必须在ΔH后指明反应的温度（298K时可不注明）。

（3）注意明确化学计量数的含义：化学计量数只表示该物质的物质的量，不表示分子个数或原子个数，因此热化学方程式中化学计量数也可以是分数。

（4）注意ΔH的单位及符号：ΔH的单位是J·mol－1或kJ·mol－1，ΔH只能写在化学方程式的右边，表示正向反应的焓变。ΔH＜0表示为放热反应；ΔH＞0表示为吸热反应。

（5）注意同一反应中化学计量数与ΔH数值的对应关系：化学方程式中各物质的化学计量数加倍，则ΔH数值的绝对值也加倍；若反应逆向进行，则ΔH的数值改变符号，但绝对值不变。

4．热化学方程式的书写方法

5．根据已知信息书写热化学方程式的方法思路

（1）根据题目给出的信息，确定反应物和生成物，写出化学方程式，并标明各物质的状态。

（2）根据题中一定量反应物（或生成物）反应（或生成）时对应的热量变化，求出1mol反应物（或生成物）反应（或生成）时对应的热量变化，标明该反应的ΔH。

（3）注意特殊要求。如表示中和热的热化学方程式中生成物H2O（l）的化学计量数必须是1。

二、燃烧热

1．概念：在25℃、101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。

（1）反应条件：25℃和101kPa

（2）可燃物用量：1mol

（3）完全燃烧生成指定产物：指单质或化合物燃烧后变为最稳定的物质。

（4）ΔH：放热反应，ΔH均为负值

（5）单位：kJ·mol－1

2．意义：甲烷的燃烧热为ΔH＝－890.3kJ·mol－1，它表示25℃、101kPa时，1molCH4完全燃烧生成CO2（g）和液态H2O时放出890.3kJ的热量。

3．表示燃烧热的热化学方程式的书写

（1）要求：以燃烧1mol物质为标准来配平其余物质的化学计量数。

（2）实例：表示C8H18的燃烧热的热化学方程式

①正确：C8H18（l）+O2（g）＝8CO2（g）+9H2O（l）ΔH＝－5 518kJ·mol－1

②错误：2C8H18（l）+25O2（g）＝16CO2（g）+18H2O（l）ΔH＝－11 036kJ·mol－1。

考点3  盖斯定律及其应用

一、盖斯定律

1．内容：一个化学反应，不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。

2．特点

（1）在一定条件下，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）反应热总值一定，如图表示始态到终态的反应热。

则ΔH＝ΔH1+ΔH2＝ΔH3+ΔH4+ΔH5。

3．应用：可以间接计算以下情况的反应热

（1）反应进行得很慢的反应；

（2）不容易直接发生的反应；

（3）伴有副反应发生的反应。

二、反应热的计算

1．根据热化学方程式计算

（1）化学计量数∶│⊿H│＝反应的物质的量∶热量（Q）

（2）n（A）反应∶n（B）反应∶n（C）生成∶n（D）生成∶Q＝a∶b∶c∶d∶│⊿H│

2．根据反应物和生成物的总能量计算

（1）△H＝生成物的能量和－反应物的能量和

（2）△H＝生成物的相对能量和－反应物的相对能量和

3．根据键能计算焓变

（1）△H＝反应物的键能和－生成物的键能和

（2）计算关键：弄清物质中化学键的数目

①常见分子：根据成键原则画出结构式即可判断

②信息分子：根据分子结构示意图数共价键个数

③特殊物质：选修物质结构内容

4．根据燃烧热和热值计算

（1）根据燃烧热计算：Q（放）＝n（可燃物）×|燃烧热|

（2）根据热值计算：Q（放）＝m（可燃物）×|热值|

4．计算燃烧热、热值、中和热

（1）计算燃烧热：H燃烧热＝－kJ/mol

（2）计算热值：H热值＝－kJ/g

（3）计算中和热：H中和热＝－kJ/mol

5．根据比热公式进行计算：Q＝cmΔT。

（1）水的比热容：c＝4.18×10－3kJ/（g·℃）

（2）m代表液体或混合液的总质量

（3）ΔT表示反应前后温度的变化值，ΔT＝T2－T1

6．虚拟路径法：若反应物A变为生成物D，可以有两个途径：

（1）由A直接变成D，反应热为ΔH；

（2）由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3，如图所示：

则有ΔH＝ΔH1+ΔH2+ΔH3。

7．加和法进行计算

（1）计算步骤

（2）ΔH与书写方式的关系

①正逆反应的△H、K的关系：△H正+△H逆＝0，K正·K逆＝1

②化学计量数变成n倍，△H变为n倍，K变为n次方倍

③反应③＝反应①+反应②，则：△H3＝△H1+△H2，K3＝K1·K2

④反应③＝反应①－反应②，则：△H3＝△H1－△H2，K3＝

⑤反应③＝a×反应①－×反应②，则：△H3＝a△H1－△H2，K3＝

（3）反应举例

     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

8．根据图像计算

考点4  反应热大小比较

1．与“符号”相关的反应热比较

（1）对于放热反应来说，ΔH＝－QkJ·mol－1，虽然“－”仅表示放热的意思

（2）比较ΔH大小时要将其看成真正意义上的“负号”，即放热越多，ΔH反而越小。

2．与“化学计量数”相关的反应热比较

（1）“化学计量数”越大，反应释放或吸收的热量越多

（2）例如：a＜b，ΔH1＞ΔH2

①H2（g）+O2（g）＝H2O（l）  ΔH1＝－akJ·mol－1

②2H2（g）+O2（g）＝2H2O（l）  ΔH2＝－bkJ·mol－1

3．与“物质聚集状态”相关的反应热比较

（1）同一反应，生成物状态不同时：

①A（g）+B（g）＝C（g）ΔH1＜0

②A（g）+B（g）＝C（l）ΔH2＜0

③因为C（g）＝C（l）ΔH3＜0

则ΔH3＝ΔH2－ΔH1，所以ΔH2＜ΔH1。

（2）同一反应，反应物状态不同时

①S（g）+O2（g）＝SO2（g）ΔH1＜0

②S（s）+O2（g）＝SO2（g）ΔH2＜0

③设计如下途径：

则ΔH3＝ΔH1－ΔH2，因ΔH3＜0，所以ΔH1＜ΔH2。。

4．与“同素异形体”相关的反应热比较

（1）C（石墨，s）+O2（g）＝CO2（g）ΔH1

（2）C（金刚石，s）+O2（g）＝CO2（g）ΔH2

（3）因为C（石墨，s）＝C（金刚石，s）ΔH＞0，所以ΔH1＞ΔH2。

5．与“反应进行程度”相关的反应热比较

（1）对于燃烧反应，燃烧越充分放出的热量就越多，ΔH越小。

①2C（s）+O2（g）＝2CO（g）ΔH1

②2C（s）+2O2（g）＝2CO2（g）ΔH2

③ΔH1＞ΔH2

（2）对于可逆反应，

①放热反应：反应正向进行的程度越大，则反应放出的热量就越多。

②吸热反应：反应正向进行的程度越大，则反应吸收的热量就越多。