第1章化学反应的热效应（知识清单）

第1章化学反应的热效应知识点1化学反应与能量变化◆一、系统的内能1．系统与环境——以盐酸与NaOH溶液的反应为例（1）系统：被研究的对象称为系统（2）环境：系统以外的，与系统相关的其他部分称为环境注意：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。④能量在系统和环境中的转化：在化学反应中，从反应物分子改变为生成物分子，各原子内部并没有多少变化，但原子间的结合方式发生了改变。在这个过程中，反应物中的化学键部分或全部遭到破坏，生成物分子中新化学键形成了。破坏旧键的能量来自于环境；同样，在形成新化学键的同时键放出能量。释放出的能量从系统进入环境。2．内能（1）定义内能是系统内物质各种能量的总和，用符号U表示。内容受温度、压强和物质的聚集状态等影响。系统内能的变化用符号ΔU来表示。我们可以通过测定系统变化过程中的功和热得到系统内能的变化量。（2）影响物体内能大小的因素①温度：在物体的质量、材料、状态相同时，物体的温度升高，内能增大，温度降低，内能减小；反之，物体的内能增大，温度却不一定升高（例如晶体在熔化的过程中要不断吸热，内能增大，而温度却保持不变），内能减小，温度也不一定降低（例如晶体在凝固的过程中要不断放热，内能减小，而温度却保持不变）。②质量：在物体的温度、材料、状态相同时，物体的质量越大，物体的内能越大。③材料：在温度、质量和状态相同时，物体的材料不同，物体的内能可能不同。④聚集状态：在物体的温度、材料质量相同时，物体聚集状态不同时，物体的内能也可能不同。（3）热容和比热容①热容：在不发生化学反应和物质聚集状态不变的条件下，一定量物质吸收热量，温度每升高1K时所吸收的热量称为该物质的热容，用符号C表示，单位是J•K－1。②比热容：单位质量物质的热容称为该物质的比热容，用符号c表示，常用单位是kJ•K－1•kg－1。利用下式可以计算一定质量的物质在温度上升或降低时所需吸收或释放的热量。Q=cmΔT◆二、化学反应的焓变1．反应热（1）定义：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，也称反应热。（2）符号：Q（3）单位：kJ•mol－1或kJ/mol（4）测定方法：利用量热计直接测定（5）系统从环境吸热，则Q>0；系统对环境放热，则Q<0。2．焓与焓变（1）焓（符号为H）：与物质内能有关的物理量，系统状态发生变化，焓也随之改变。（2）焓变：焓变（∆H）：是变化前后物质的焓值差，化学反应的焓变，为生成物的总焓值与反应物的总焓值之差，即：ΔH＝∑H（生成物）－∑H（反应物）（3）在等压条件下进行的化学反应，其反应热等于反应的焓变，ΔH=Qp，单位：kJ•mol－1或kJ/mol（4）当ΔH<0时，为放热反应；当ΔH>0时，为吸热反应。如果ΔH＞0，即反应产物的焓大于反应物的焓，说明反应是吸收能量的，为吸热反应；若ΔH＜0，即反应产物的焓小于反应物的焓，说明反应是释放能量的，为放热反应。（5）影响ΔH大小的因素有：参加反应的物质的物质的量的多少；反应体系的温度和压强；反应体系中物质的聚集状态。3．化学反应的焓变示意图2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)ΔH=－484kJ•mol－12HgO(s)=2Hg(l)+O2(g)ΔH=182kJ•mol－14．从微观角度认识反应热的实质以H2(g)＋Cl2(g)2HCl(g)反应的能量变化为例说明反应中能量变化由图可知1molH2分子中的化学键断裂吸收的能量是436kJ共吸收679kJ1molCl2分子中的化学键断裂吸收的能量是243kJ1molHCl分子中的化学键形成释放的能量是431kJ共放出2×431＝862kJ结论H2(g)＋Cl2(g)=2HCl(g)的反应放出的热量为183kJ5．反应热和焓变的比较类别项目反应热焓变不同点概念化学反应释放或吸收的热量化学反应中生成物的总焓与反应物的总焓之差相同点“＋”“－”的意义“＋”表示反应吸热，“－”表示反应放热数据来源可以通过实验直接测得，也可以利用已知数据通过计算求得联系等值关系：恒压条件下反应的反应热等于焓变【得分技巧】=1\*GB3①焓（H）是与内能有关的物理量，内能描述的是物质所具有的能量，是物质固有的性质之一。不同的物质，其焓不同；相同的物质，如果温度或压强不同，物质的状态不同，其焓也会不同=2\*GB3②焓、焓变、反应热代表的意义不同；焓只有正值，而焓变有正值、负值之分=3\*GB3③化学反应的能量变化主要表现为热量变化，但并不完全是热量变化，还有光能、电能等=4\*GB3④物质发生化学反应一定伴随着能量变化，但伴随能量变化的物质变化不一定都是化学变化，如：水蒸气变成液态水的过程放热，但该变化为物理变化=5\*GB3⑤能量越低越稳定。同一物质能量由高到低：气体(g)>液体(l)>固体(s)；稳定性：气体(g)<液体(l)<固体(s)=6\*GB3⑥任何化学反应在发生物质变化的同时都伴随着能量的变化，通常表现为热量变化，即放出热量或吸收热量。在化学反应中，一定条件下所释放或吸收的热量即为化学反应热6．化学反应过程中能量变化的原因（1）从反应热的量化参数——键能的角度分析：化学反应是旧键断裂，新键生成的反应，两者吸收和释放能量的差异表现为反应能量的变化。化学键的断裂和形成时吸收和放出的能量差别是化学反应伴随能量变化的本质原因化学反应的过程规律新键生成释放的能量大于旧键断裂吸收的能量，则反应放热新键生成释放的能量小于旧键断裂吸收的能量，则反应吸热（2）从反应物和生成物焓（H）的变化角度分析反应物总焓大于生成物总焓，反应放热反应物总焓小于生成物总焓，反应吸热【得分技巧】=1\*GB3①一个反应是吸热反应还是放热反应与反应条件无必然关系。有些放热反应需加热才能进行。=2\*GB3②破坏反应物中的化学键吸收的能量越小，说明反应物越不稳定，本身的能量越高。=3\*GB3③形成生成物的化学键放出的能量越多，说明生成物越稳定，本身的能量越低。三、问题探讨1．化学反应都伴随能量变化吗？所有化学反应都伴随着能量变化，因为旧化学键断裂所吸收的能量和新化学键形成所放出的能量不可能完全相同。2．从微观和宏观两个角度怎样理解H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)ΔH＝－183kJ•mol－1中的“183kJ”？从微观上看，断裂1mol氢氢键和1mol氯氯键所吸收的能量比形成2mol氢氯键释放的能量少183kJ。从宏观上看1molH2(g)和1molCl2(g)所具有的总能量比2molHCl(g)所具有的总能量多183kJ。3．H2(g)和Cl2(g)在光照条件下也可以发生上述反应，那么该反应的ΔH是否发生变化？焓变不发生变化，ΔH仍为－183kJ•mol－1；因为化学反应的焓变与反应条件无关。知识点2反应热的测量和计算◆一、反应热的测量计算（一）反应热及其测定1、定义：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。说明：热量是指因温度不同而在体系与环境之间交换或传递的能量2、测定——中和反应反应热的测定(1)实验用品：简易量热计（温度计、玻璃搅拌棒、内筒、外壳、隔热层）、量筒（50mL）两个、50mL0.50mol/L盐酸、50mL0.55mol/LNaOH溶液(3)实验步骤：(4)数据处理：Q=cmΔtc：比热容，近似认为4.18J/(g·℃)；m：盐酸和氢氧化钠的总质量（密度近似为1g/cm3)Δt：前后两次的温度差Δt=t2t1Q=4.18J/(g·℃)×(50mL×1g/mL+50mL×1g/mL)×(t2t1)=0.418(t2t1)kJHCl+NaOH=======NaCl+H2O11(5)注意事项：①要使用同一支温度计：测量酸碱及混合液的温度时，测定一种溶液温度后温度计必须用水冲洗干净并用滤纸擦干②减少热量损失：在量热的过程中，操作时动作要快，尽量减少热量的散失。要一次性、迅速地将NaOH溶液倒进装有盐酸的容器里（注意不要洒到外面），并立即用杯盖盖好，及时观察温度上升情况③操作规范、读数准确a、所配溶液的浓度要准确，所用NaOH溶液最好是新配制的，久置的NaOH溶液往往由于吸收空气中的CO2导致浓度不准，影响实验结果。b、要比较准确地测量出反应中溶液温度的变化，所用的盐酸和氢氧化钠溶液配好后要充分冷却至室温后，才能使用，且中和后的温度一定要记混合溶液的最高温度c、温度计的水银球要完全浸没在溶液中，且不能靠在容器的底部或壁上。测混合液最高温度时，要随时读取温度值，以提高所测温度的精确度d、量取液体体积时读数要准确e、要用玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，使酸碱充分反应(6)导致测定误差的因素①量取溶液的体积不准确②温度计读数有误（如未读取混合溶液的最高温度，就记为终止温度）③实验过程中有液体溅出④混合酸、碱溶液时，动作缓慢，从而引起实验误差⑤隔热层隔热效果不好，实验过程中热量损失太大，从而引起误差⑥测过盐酸的温度计未用水清洗，便立即去测碱的温度，因热量损失而引起误差⑦溶液浓度不准确⑧没有进行重复实验3、中和热：（1）定义：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1molH2O(l)时放出的热量，叫做中和热（2）表示方法：H+(aq)+OH(aq)=H2O(l)ΔH=57.3kJ/mol（3）说明：①条件：稀溶液，因浓酸或浓碱在稀释时会放出热量，使最终的中和热数值变大，②反应物：必须是强酸与强碱，因弱酸、弱碱电离吸热，使最终的中和热数值变小，③生成物及其物质的量：必须是1molH2O(l)；不能有沉淀生成，因生成沉淀放热，使最终的中和热数值变大，④表述：用文字表述中和热时，不带“”号；用ΔH表示时，带上“”。例如：强酸与强碱反应的中和热为57.3kJ/mol或ΔH=57.3kJ/mol，⑤对于任意一个中和热的热化学方程式，它的ΔH准确值一定等于57.3kJ/mol◆二、热化学方程式的书写定义：表示反应所释放或吸收的热量的化学方程式，叫做热化学方程式意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化书写：步骤：写——写出配平的化学方程式标——标出各物质的聚集状态：气体（g）、固体（s）、液体（l）、溶液（aq）；化学式相同的同素异形体还应注明名称，例如：金刚石表示为“C(金刚石，s）”。注——注明ΔH的正负号，数值和单位（ΔH与最后一种生成物之间留一空格）注意事项：=1\*GB2⑴需注明物质的聚集状态=2\*GB2⑵各物质前的计量数只表示物质的物质的量，所以可以写整数也可以写分数=3\*GB2⑶ΔH的数值随整个方程式发生变化，方程式加倍或减少，ΔH也随之加倍或减少；方程式反应物和生成物调换，ΔH的正负号也随之调换=4\*GB2⑷不写反应条件；由于已经注明了物质的聚集状态，所以热化学方程式不写↓、↑=5\*GB2⑸不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的ΔH都表示反应进行到底（即完全转化）时的能量变化=6\*GB2⑹需注明反应的温度和压强，但因中学化学所用的ΔH的数值一般都是在101kpa和25℃时测定的，因此可以不注明。判断热化学方程式的正误要注意“四看”1、看各物质的聚集状态是否正确2、看ΔH的正负号是否正确3、看反应热的单位是否为kJ/mol4、看反应热数值与化学计量数是否相对应◆三．盖斯定律内容：一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。这就是盖斯定律。内涵：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。对盖斯定律的理解1、从反应途径的角度：反应热指的是反应物和生成物的总的“能量差”。它是一个由状态决定的量，与反应的具体过程无关。就像从同一起点登山至山顶，不管选哪一条路走，历经不同的途径和不同的方式，但山的高度是不变的。2、从能量守恒的角度：对于任意一个反应，无论该反应从什么途径发生，从反应开始到反应结束，能量既不增加，也不减少，只是从一种形式转化成另一种形式。应用：对于有些反应进行得很慢，有些反应不容易直接发生，有些反应的产物不纯（有副反应发生）这些类。反应，可应用盖斯定律间接的把它们的反应热计算出来根据盖斯定律计算反应热:知识点3燃料的合理利用◆一、燃烧热1．燃烧热的概念：在指定温度和100kPa时，1mol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，习惯上又称为该物质的燃烧热，单位是kJ·mol1。2．正确理解“燃烧热”（1）物质的燃烧热用焓变表示时都为负值，通常可以通过实验测得。（2）反应条件：100kPa（书中给出的燃烧热数据均在此条件下测得）。（3）可燃物的用量：1mol纯物质。（4）反应程度及产物：完全燃烧时，不同元素对应的指定产物：C→CO2(g)；H→H2O(l)；S→SO2(g)；N→N2(g)。（5）燃烧环境：没有特别说明，一般是在氧气中进行，因此并非所有的燃烧放出的热量都叫燃烧热，如H2在Cl2中燃烧放出的热量不是燃烧热。【特别提醒】1．1mol燃烧物2.完全燃烧是指物质中含有的N转化为N2(g)，H转化为H2O(l)，C转化为CO2(g)。3.标准燃烧热是反应热的一种，单位为kJ·mol－1或kJ/mol。4.可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×|其标准燃烧热|◆二、燃烧热与反应热、中和热的区别燃烧热反应热能量的变化放热放热或吸热ΔH的大小ΔH＜0放热时，ΔH＜0；吸热时，ΔH＞0反应物的量1

mol纯物质不限生成物稳定的氧化物无要求燃烧热中和热相同点能量变化ΔH及其单位放热反应ΔH＜0，单位均为kJ·mol－1不同点反应物的量1

mol不一定为1

mol生成物的量不确定生成水的量为1

mol表示方法标准燃烧热为akJ·mol－1或ΔH＝－akJ·mol－1中和热为57.3

kJ·mol－1或ΔH＝－57.3

kJ·mol－1◆三、燃料的充分燃烧和利用1．常用的燃料（1）城市管道燃气的主要成分：CO或CH4；（2）液化石油气的主要成分：丙烷（C3H8）和丁烷（C4H10）；（3）车用汽油的主要成分：异辛烷（C8H18）。2．热值100kPa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。热值是燃料质量优劣的重要参数。3．提高燃料的利用率工业上常把固体燃料粉碎，把液体燃料喷成雾状，以增加燃料跟空气的接触面积，使燃料尽可能充分燃烧。可以通过热量的充分利用来提高燃料的利用率，如改进设备、利用余热、防止热损失等。使用热交换器是充分利用能源的一种方法（如图）。4．在能源危机面前，一方面需要在绿色环保的前提下对传统能源物尽其用，另一方面我们需要不断开发新能源、绿色可再生能源，实现可持续发展。【特别提醒】燃料的充分燃烧1.增加燃料跟空气的接触面积固体燃料粉碎把液体燃料喷成雾状2.足量的空气空气也不是越多越好，因为通入过多的空气会带走一部分热能，造成能量损失。【重难点解析】一、通过质量求解燃烧热1．燃烧热指的是在指定温度和100kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定产物时所放出的热量。2．可燃物完全燃烧放出的热量=可燃物的物质的量×｜燃烧热｜。二、燃烧热和中和热的对比1．中和热、燃烧热的单位为kJ·mol1，都属于放热反应。2.燃烧热是1mol纯物质被燃烧；中和热是生成1mol液态水。三、燃烧热与盖斯定律的结合燃烧热是指在25°C、101kPa下，1mol纯净物完全燃烧生成指定产物放出的热量，碳燃烧的指定产物是气态二氧化碳。根据盖斯定律对方程式进行处理，得到目标方程的热化学方程式。易错点01：热化学方程式与燃烧热“表示燃烧热的热化学方程式”与“可燃物燃烧的热化学方程式”的书写不同。前者可燃物的化学计量数必须为1，后者不强调可燃物的物质的量，可为任意值。易错点02：常见的放热反应和吸热反应常见的放热反应：能自发进行的氧化还原反应（较活泼的金属与酸反应、燃烧反应、中和反应、金属的氧化反应）、铝热反应、由不稳定物质变为稳定物质的反应、多数化合反应、氯酸钾的分解、高压下石墨转化为金刚石。常见的吸热反应：多数的分解反应，氯化铵和氢氧化钡晶体的反应，碳、一氧化碳和氢气作还原焓变:易错点03：应用盖斯定律进行简单计算，关键在于设计反应过程，同时注意以下几点：反应式乘以或除以某数时，ΔH也应乘以或除以某数。应式进行加减运算时，ΔH也同样要进行加减运算，且要带“＋”、“－”符号，即把ΔH看作一个整体进行运算。过盖斯定律计算比较反应热的大小时，同样要把ΔH看作一个整体。设计的反应过程中常会遇到同一物质固、液、气三态的相互转化，状态由固→液→气变化时，会吸热；反之会放热。设计的反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。方法01．温度上升或降低时所需吸收或释放热量的计算【解题通法】在不发生化学反应和物质聚集状态不变的条件下，一定量物质吸收热量，温度每升高1K时所吸收的热量称为该物质的热容，用符号C表示，单位是j·K1，单位质量物质的热容称为该物质的比热容，用符号c表示，常用单位是kJ·K1·kg1。利用公式Q=cmAT可以计算一定质量的物质在温度上升或降低时所需吸收或释放的热量。A．为使反应充分，可分批次加入稀硫酸和氢氧化钠溶液B．测量稀硫酸的温度后立即测量氢氧化钠溶液的温度可减少误差C．若杯盖密封不严密，则计算所得的会偏小【答案】D【详解】A．实验中要尽量操作迅速，且保证热量尽量不散失，防止产生实验误差，A错误；B．测量稀硫酸的温度后，应该洗净擦干温度计，再测量氢氧化钠溶液的温度，减少误差，B错误；C．反应为放热反应，焓变为负值，若杯盖密封不严密，导致热量散失，则计算所得的会偏大，C错误；

故选D。方法02．常见的吸热反应和放热反应【解题通法】常见的放热反应：能自发进行的氧化还原反应（较活泼的金属与酸反应、燃烧反应、中和反应、金属的氧化反应）、铝热反应、由不稳定物质变为稳定物质的反应、多数化合反应、氯酸钾的分解、高压下石墨转化为金刚石。常见的吸热反应：多数的分解反应，氯化铵和氢氧化钡晶体的反应，碳、一氧化碳和氢气作还原焓变【典型例题】下列实验装置中的核心反应属于吸热反应的是A． B．C． D．【答案】D【详解】A．活泼金属Al与盐酸反应属于放热反应，A错误；B．氨气和盐酸化合生成氯化铵，反应属于放热反应，B错误；故选D。方法03．中和热和燃烧热【解题通法】中和热是强酸强碱的稀溶液生成1molH2O放出的热量为57.3kJ，弱酸弱碱电离时吸热，生成1molH2O时放出的热量小于57.3kJ。浓硫酸稀释时放热，生成1molH2O时放出的热量大于57.3kJ。对于中和热、燃烧热，由于它们反应放热是确定的，所以描述中不带“一”，但其焓变为负值。当用热化学方程式表示中和热时，生成H2O的物质的量必须是1mol，当用热化学方程式表示燃烧热时，可燃物的物质的量必须为1mol。【典型例题】下列说法中正确的是(的绝对值均正确)A．燃烧热指在101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量，单位是kJ/molD．需要加热才能发