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专题1 化学反应与能量变化
第一单元 化学反应的热效应
反应热与焓变
1.内能、焓、焓变
(1)内能：体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强、物质的聚集状态和组成的影响。
(2)焓(符号为H)：与内能有关的物理量。
(3)焓变：在恒压条件下进行的化学反应(严格地说，对反应体系做功还有限定，中学阶段一般不考虑)，其反应热等于反应的焓变，符号：ΔH，单位：kJ/mol(或kJ·mol－1)。
(4)反应热与焓变的关系
燃烧
高温
高温
高温
高温
化学式相同的同素异形体除标明状态外还需标明其名称(因为结构不同，具有的能量不同)，如金刚石应表示为“C(金刚石，s)”。
(3)标明反应热。在方程式右边标出ΔH的数值、符号和单位，“＋”表示吸热，“－”表示放热，单位为kJ·mol－1。
ΔH的单位为kJ·mol－1(或kJ/mol)，它并不是指每摩尔具体物质反应时伴随的能量变化是多少千焦，而是指给定形式的具体反应以各物质的化学计量数来计量其物质的量时伴随的能量变化是多少千焦。
(1)热化学方程式中各物质前的化学计量数表示物质的物质的量，不表示分子或原子个数。
(2)注意可逆反应的ΔH和实际吸收或放出热量的区别：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时的能量变化。
(3)热化学方程式的书写步骤
化学键 断裂或形成1mol
A－B化学键 反应中能量变化
H－H 吸收436 kJ 共吸收679 kJ
Cl－Cl 吸收243 kJ
H－Cl 放出431 kJ 共放出862 kJ
结论
中和反应反应热的测定
(1)实验装置
(2)实验步骤
①反应物温度(T1)的测量
用一个量筒量取50 mL0.50 mol·L－1盐酸，打开杯盖，倒入简易量热计中，插入温度计，测量并记录盐酸的温度。用水把温度计上的酸冲洗干净，擦干备用；另取一量筒量取50 mL 0.50 mol·L－1NaOH溶液，用温度计测量并记录NaOH溶液的温度，取两温度平均值为T1。
②反应后体系温度(T2)的测量
将量筒中的NaOH溶液迅速倒入盛有盐酸的简易量热计中，立即盖上杯盖，插入温度计，用环形玻璃搅拌棒轻轻搅拌，并准确读取混合溶液的最高温度，记为T2。
　 混合溶液的最高温度是指酸碱恰好完全反应时的温度。
盖斯定律注意事项
(1)正、逆反应的反应热数值相同，符号相反。
(2)若某个反应的化学方程式可由另外几个反应的化学方程式相加减而得到，则该反应的反应热也可以由这几个反应的反应热相加减而得到。
(3)标准燃烧热的意义：甲烷的标准燃烧热ΔH＝－890.3 kJ·mol－1，它表示在25℃、101 kPa时，1 mol CH4完全燃烧生成气态CO2和液态H2O时放出890.3 kJ的热量。
标准燃烧热指1 mol可燃物完全燃烧生成指定产物时放出的热量，与可燃物的物质的量无关。
2.热值
(1)概念：1 g物质完全燃烧的反应热叫作该物质的热值。
(2)单位：kJ·g－1。
3.能源
(1)概念
能源是指可以提供能量的自然资源，它包括化石燃料、阳光、风力、流水、潮
汐等。
(2)分类
(3)能源危机的解决方法
降低能耗，开发新能源，节约现有能源，提高能源的利用率。
(4)燃料的选择
①生活中选择何种物质作为燃料，考虑热值大小。
②考虑燃料的稳定性、来源、价格、运输、对环境的影响、使用的安全性等多方面的因素。
反应热的计算
计算依据 计算方法
根据反应物和
生成物的总能量 ΔH＝E(生成物)－E(反应物)
根据化学
键的键能 ΔH＝反应物键能总和－生成物键能总和
根据标准燃烧热 Q放＝n(可燃物)×标准燃烧热
根据热化
学方程式 ①化学反应的反应热的数值与各物质的化学计量数成正比；
②若反应物、生成物对调，ΔH变号，但数值不变
根据盖斯定律 热化学方程式进行适当地“加”“减”等计算反应热
反应热的比较
1.与“－”有关：对于放热反应来说，放热越多，ΔH反而越小。
2.与“化学计量数”有关：化学计量数加倍，ΔH也要加倍。
3.与“化学状态”有关：同一反应，反应物或生成物状态不同，反应热不同；产物相同，晶体类型不同，反应热不同。
同一物质能量：气态＞液态＞固态。
4.与“反应程度”有关：
(1)其他条件相同，燃烧越充分，放出的热量越多。
(2)对于可逆反应，反应物不可能完全转为生成物，所以实际放出或吸收的热量小于相应的热化学方程式中的ΔH的绝对值(ΔH是反应完全放出或吸收的热量)。
对于反应热的比较，应注意是比较ΔH的大小还是比较反应放出(吸收)的热量的大小，注意ΔH与｜ΔH｜的区别。比较ΔH时应先比大小，再看正负。
从宏观和微观的角度理解反应热产生的原因
1.从反应物和生成物的总能量相对大小的角度分析
吸热反应 放热反应
2.从反应热的量化参数——键能的角度分析
(2024·辽宁抚顺期中)CO(g)与H2O(g)反应的能量变化如图所示，下列有关二者反应的说法正确的是(　　)
A.该反应为吸热反应
B.CO(g)和H2O(g)具有的总能量大
于CO2(g)和H2(g)具有的总能量
C.该反应不需要加热就能进行
D.1 molCO2(g)和1 molH2(g)反应生成1 molCO(g)和1 molH2O(g)要放出41 kJ热量
B
由图可知，反应物的总能量高于生成物的总能量，该反应为放热反应，A错误，B正确；一氧化碳和水蒸气在加热条件下反应生成二氧化碳和氢气，C错误；由图可知，所给反应为放热反应，则逆反应为吸热反应，1 molCO2(g)和1 molH2(g)反应生成1 molCO(g)和1 molH2O(g)要吸收41 kJ热量，D错误。
判断吸热反应、放热反应的依据与误区
(1)吸热反应、放热反应判断的两大依据
理论依据：反应物与生成物总能量的相对大小。
计算依据：断裂化学键吸收总能量与形成化学键放出总能量的相对大小。
(2)吸热反应、放热反应判断的两大误区
误区一：与反应条件有关。
误区二：只要吸热就是吸热反应，只要放热就是放热反应。如水蒸气液化放出热量，但该过程不是放热反应，而是放热过程。
利用化学键的键能计算反应热
ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和＝反应物断键吸收的总能量－生成物成键放出的总能量
(1)图1是1 molNO2(g)和1 molCO(g)反应生成CO2(g)和NO(g)过程中的能量变化示意图，该反应的ΔH＝　　　　kJ·mol－1。
－234　
由图可知，1 molNO2(g)和1 molCO(g)反应生
成CO2(g)和NO(g)放出热量为E2－E1＝368 kJ－134 kJ
＝234 kJ，则该反应的ΔH＝－234 kJ·mol－1。
图1
(2)下表是部分化学键的键能数据：
已知1 mol白磷(P4)完全燃烧生成P4O10放出的热量为d kJ，P4和P4O10的结构如图2所示，则上表中x＝　　　　　　　(用含有a、b、c、d的代数式表示)。
化学键 P—P P—O
键能/(kJ·mol－1) a b c x
图2
用化学键计算反应热的关键是弄清物质中化学键的种类和数目。
中和反应反应热的测定
(1)为了保证酸、碱完全中和，常采用碱稍过量的方法，碱过量对中和热测定没有
影响。
(2)存在误差的原因
①装置方面：装置的隔热保温效果不好，造成实验过程中的热量损失而引起的
误差。
②操作方面：实验过程中液体洒落到桌面上；混合酸碱溶液时，动作缓慢；用温度计测量酸的温度后未清洗而直接去测量碱的温度。
③读数方面：温度计的读数有误差；量取溶液体积时，读数有误差(俯视、仰视的
问题)。
(3)误差分析
引起误差的原因 温度差 ｜ΔH｜
保温措施不好 偏小 偏小
搅拌不充分 偏小 偏小
所用酸、碱溶液浓度过大 偏大 偏大
用相同物质的量的NaOH固体代替NaOH溶液 偏大 偏大
用浓硫酸代替盐酸 偏大 偏大
用相同浓度的氨水代替NaOH溶液 偏小 偏小
用相同浓度的CH3COOH溶液代替盐酸 偏小 偏小
用相同浓度的硫酸代替盐酸，Ba(OH)2溶液代替NaOH溶液 偏大 偏大
(2024·无锡匡园双语学校期中)实验室利用如图装置进行中和热的测定，请回答下列问题：
(1)从实验装置上看，图中尚缺少的玻璃仪器是　　　　　　　　，
装置中还存在的错误为　　　　　　　　　　，这种错误会造
成最高温度读数　　　　(填“偏大”“偏小”或“无影响”)。
环形玻璃搅拌棒　大小烧杯口未平齐　偏小　
由简易量热计的构造可知，该装置缺少的仪器是环形玻璃搅拌棒，装置中还存在的错误为小烧杯杯口与大烧杯杯口不相平，会导致热量散失，保温效果变差，使最高温度读数偏小，所求中和热数值偏小。
反应物 起始温度T1/℃ 最高温度T2/℃ 中和热
盐酸＋NaOH 13 19.8 ΔH1
盐酸＋NH3·H2O 13 19.3 ΔH2
②造成两组实验结果差异的原因是UUUUUUUUUU。
一水合氨为弱碱，在中和过程中一水合氨发生电离，要吸收热量，因而总体放热较少　
造成两组实验结果差异的原因是一水合氨为弱碱，在中和过程中一水合氨发生电离，要吸收热量，因而总体放热较少。
反应物 起始温度T1/℃ 最高温度T2/℃ 中和热
盐酸＋NaOH 13 19.8 ΔH1
盐酸＋NH3·H2O 13 19.3 ΔH2
③若加碱液时，分两次且缓慢加入，则测得的中和热ΔH　　　(填“＞”“＜”或“＝”)－57.3 kJ·mol－1。
＞
若加碱液时，分两次且缓慢加入，测定的温度变化小，则测得中和热ΔH＞
－57.3 kJ·mol－1。
反应物 起始温度T1/℃ 最高温度T2/℃ 中和热
盐酸＋NaOH 13 19.8 ΔH1
盐酸＋NH3·H2O 13 19.3 ΔH2
反应物 起始温度T1/℃ 最高温度T2/℃ 中和热
盐酸＋NaOH 13 19.8 ΔH1
盐酸＋NH3·H2O 13 19.3 ΔH2
运用盖斯定律的常用方法
(1)“虚拟路径”法
若反应物A变为生成物D，可以有如图所示两个途径：
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。
则有ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。
(2)“加和”法
运用所给热化学方程式通过加减乘除的方法得到所求的热化学方程式。
应用盖斯定律计算反应热时的注意事项
(1)热化学方程式同乘以某一个数时，反应热数值也必须乘上该数。
(2)热化学方程式相加减时，同种物质之间可相加减，反应热也随之相加减，所求之和为其代数和。
(3)将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”号必须随之改变。
应用“加和”法计算反应热的关键与步骤
“四根据”破解热化学方程式的书写
(1)根据反应的热量变化
ΔH与化学方程式一一对应，利用已知的质量或物质的量及对应的能量变化，换算成化学方程式的计量数对应的ΔH，一定要标注物质的聚集状态。
(2)根据化学键的键能
①明确每种物质的化学键种类和数目，且按照化学计量数表示的物质的量计算。
②ΔH＝E(反应物的总键能)－E(生成物的总键能)。
(3)根据能量图像
①读懂图像，明确图像所提供的信息。
②根据图像所提供的信息，综合运用相关知识，分析、判断、计算。
(4)根据盖斯定律
运用盖斯定律的技巧——“三调一加”
一调：根据目标热化学方程式，调整已知热化学方程式中反应物和生成物的左右位置，改写已知的热化学方程式。
二调：根据改写的热化学方程式，调整相应ΔH的符号。
三调：调整中间物质的化学计量数。
一加：将调整好的热化学方程式及其ΔH相加。
“表示标准燃烧热的热化学方程式”与“燃烧的热化学方程式”的书写条件不同。书写前者时可燃物必须为1 mol，书写后者时不强调可燃物的物质的量，可为任意值。
利用盖斯定律书写热化学方程式的思维模型
标准燃烧热的计算
1.标准燃烧热的含义
2.标准燃烧热和中和热的比较
项目/类别 标准燃烧热 中和热
相同点 能量变化 放热反应
ΔH及其单位 ΔH＜0，常用单位均为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 生成水的物质的量为1 mol
反应热
的含义 25℃、101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量 在稀溶液里，强酸与强碱发生中和反应生成1 mol水时所放出的热量
表示方法 标准燃烧热为akJ·mol－1或ΔH＝－akJ·mol－1(a＞0) 中和热为57.3 kJ·mol－1
或ΔH＝－57.3 kJ·mol－1
书写燃烧热的热化学方程式要做到“三看”
“一看”——可燃物的化学计量数是否为1；
“二看”——元素完全燃烧生成的物质是否为指定产物；
“三看”——ΔH是否为“－”及单位是否正确。

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