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第30讲　化学反应的热效应
第七章　化学反应中的能量变化
复习要点　1.了解反应热、焓变的概念，知道化学反应的热效应与反应的焓变之间的 关系。2.知道常见的吸热反应和放热反应，能从多角度分析化学反应中能量变化的原 因。3.了解热化学方程式的含义，能正确书写热化学方程式。
考点1
考点 　焓变、燃烧热、中和反应的反应热
环境释放　
环境吸收　
ΔH　
2. 吸热反应和放热反应
（1）从能量高低角度理解
放热反应（ΔH＜0）
吸热反应（ΔH＞0）
①E1代表反应物断键吸收的能量，即反应物的键能之和。过渡态理论认为E1为正反 应的活化能。
②E2代表形成化学键时释放的能量，即生成物的键能之和。过渡态理论认为E2为逆 反应的活化能。
③ΔH为该反应过程的反应热
ΔH＝∑E（生成物）－∑E（反应物）
ΔH＝反应物的总键能－生成物的总键能
ΔH＝E（正反应的活化能）－E（逆反应的活化能）
（2）从化学键角度理解
（3）常见的吸热反应和放热反应
吸热反应（ΔH＞0） 放热反应（ΔH＜0）
①Ba（OH）2·8H2O与NH4Cl晶体的 反应。
②大多数的分解反应。
③盐类水解。
④C和H2O（g）、C和CO2的反应 ①中和反应。
②燃烧反应。
③金属与酸或氧气的反应。
④铝热反应。
⑤酸性氧化物或碱性氧化物与水的反应。
⑥大多数的化合反应
3. 燃烧热和中和热
（1）燃烧热和中和热的比较
燃烧热 中和热
反应热
含义 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，酸与碱发生中和反应生 成 　1 mol　水时所放出的热量
表示
方法 燃烧热为ΔH＝－a kJ·mol－1
（a＞0） 25 ℃和101 kPa下，强酸与强碱在稀溶 液中反应生成1 mol H2O时放出57.3 kJ 热量或ΔH＝ 　－57.3 kJ·mol－1　
1 mol　
完
全燃烧　
1 mol　
－57.3 kJ·mol－1　
（2）中和热、燃烧热的理解
①燃烧热概念中的“指定产物”是C→CO2（g）、H→H2O（l）、S→SO2（g）、 N→N2（g）。
②中和反应的实质是H＋和OH－反应生成H2O，若反应过程中有其他物质生成（如生 成不溶性物质、难电离物质等），这部分反应热不在中和热之内，如H2SO4与Ba （OH）2反应生成1 mol H2O（l），同时还生成BaSO4沉淀，故放出的热量大于
57.3 kJ。
③由于中和反应和燃烧反应都是放热反应，表示中和热和燃烧热时可不带“－”号， 如甲烷的燃烧热为890 kJ·mol－1或ΔH＝－890 kJ·mol－1。
4. 中和反应的反应热的测定
（1）实验装置
（2）实验步骤
绝热装置组装→量取一定体积酸、碱稀溶液→测反应前酸、碱液温度→混合酸、碱液 测反应时最高温度→重复2～3次实验→求平均温度差（t终－t始）→计算中和反应反 应热ΔH。
（3）数据处理
c＝4.18 J·g－1·℃－1＝4.18×10－3 kJ·g－1·℃－1。
（4）注意事项
①为保证酸、碱完全中和，常采用碱稍过量（0.5 mol·L－1 HCl、0.55 mol·L－1 NaOH 溶液等体积混合）。
②实验时不能用铜丝搅拌器代替玻璃搅拌器的理由是铜丝导热性好，比用玻璃搅拌器 误差大。
5. 能源
A. 在化学反应过程中，发生物质变化的同时不一定发生能量变化
B. 破坏生成物全部化学键所需要的能量大于破坏反应物全部化学键所需要的能量 时，该反应为吸热反应
C. 生成物的总焓大于反应物的总焓时，反应吸热，ΔH＞0
D. ΔH的大小与热化学方程式的化学计量数无关
C
题组二　放热、吸热反应的能量图
2. 臭氧层中O3分解过程如图所示，回答下列问题。
＜　
吸热　
放热　
E　
E1　
E2＋｜ΔH｜　
E＋｜ΔH｜　
解题感悟
题组三　中和反应反应热、燃烧热
物质 C2H6（g） C2H4（g） H2（g）
ΔH/（kJ·mol－1） －1 559.8 －1 411 －285.8
D
题组四　中和反应反应热的测定
4. 利用如图所示装置测定中和反应反应热的实验步骤如下：
①用量筒量取50 mL 0.50 mol·L－1 盐酸倒入小烧杯中，测出盐酸温度；
②用另一量筒量取50 mL 0.55 mol·L－1 NaOH溶液，并用同一温度计测出其温度；
③将NaOH溶液倒入小烧杯中，设法使之混合均匀，测得混合液的最高温度。回答下列问题：
A. 沿玻璃棒缓慢倒入
B. 分三次倒入
C. 一次迅速倒入
A. 用温度计小心搅拌
B. 揭开杯盖用玻璃棒搅拌
C. 轻轻地振荡烧杯
D. 用套在温度计上的玻璃搅拌器轻轻地搅动
确保盐酸被完全中和
C　
D　
解析：（4）稀氢氧化钠溶液和稀氢氧化钙溶液中溶质都完全电离，它们中和反应的 反应热相同，稀氨水中的溶质是弱电解质，它与盐酸的反应中，一水合氨的电离要吸 收热量，故其反应热的数值要小一些。
ΔH1＝ΔH2＜ΔH3　
（5）假设盐酸和氢氧化钠溶液的密度都是1 g·cm－3，又知中和反应后生成溶液的比 热容c＝4.18 J·g－1·℃－1。为了计算中和反应反应热，某学生实验记录数据如表：
实验
序号 起始温度t1/℃ 终止温度t2/℃
盐酸 氢氧化钠溶液 混合溶液
1 20.0 20.1 23.2
2 20.2 20.4 23.4
3 20.5 20.6 23.6
－51.8 kJ·mol－1　
考点2
考点 　热化学方程式
1. 热化学方程式的意义
物质　
能量　
2. 热化学方程式的书写步骤
3. 热化学方程式的6个注意
注意“＋”
“－” 放热反应的ΔH一定为“－”，吸热反应的ΔH一定为“＋”
注意单位 ΔH的单位为“kJ·mol－1”，易漏写或错写成“kJ”
注意物质的 聚集状态 s表示固态，l表示液态，g表示气态，在溶液中用aq表示。对于同素异 形体，还要注明名称
注意数值的 对应性 反应热的数值必须与化学方程式中的化学计量数相对应，即化学计量 数与ΔH成正比。当反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值 相等，符号相反
注意是否符 合概念 注意燃烧热和中和热的概念以及与此相关的热化学方程式。表示燃烧 热的热化学方程式中1 mol可燃物完全燃烧且生成指定产物
注意ΔH的 意义 不管化学反应是不是可逆反应，ΔH都是指物质按化学方程式完全反应 时的热效应，而不是平衡时的热效应
题组一　根据反应事实书写
1. 计算反应热书写热化学方程式。
（g）　ΔH＝－534.4 kJ·mol－1
4CuCl
ΔH＝＋92 kJ·mol－1
题组二　根据键能书写
2. （2026·湖北三月联考）标准状态下，下列物质气态时的相对能量如下表：
物质（g） O H HO HOO H2 O2 H2O2 H2O
能量/kJ·mol－1 249 218 39 10 0 0 －136 －242
A. H2的键能为436 kJ·mol－1
B. O2的键能大于H2O2中氧氧单键的键能的两倍
C. 解离氧氧单键所需能量：HOO＜H2O2
C
－2b） kJ·mol－1
题组三　依据能量图像书写
4. 分析下列图像，按要求书写热化学方程式。
NO2（g）＋CO
M（s）＋CO2
上述反应在V2O5的催化作用下分两步进行，
能量变化如图：
－222 kJ·mol－1
＜　
题组四　依据盖斯定律书写
解析：（1）将两个反应依次标号为反应①和反应②，根据盖斯定律，反应①－反应 ②×2可得目标反应，则ΔH3＝ΔH1－2ΔH2＝（－209.8－178.1×2） kJ·mol－1＝－ 566 kJ·mol－1。
－566　
ΔH2＜0
ΔH3＜0
ΔH1＋ΔH2
＋ΔH3　
已知：
ΔH1－ΔH2－ΔH3＋ΔH4　
解析：（3）由已知可得：
（4）（2024·湖南化学）ⅰ：HOCH2CH2COOC2H5（g）
ΔH1＋ΔH2＋ΔH3　
－285.8　
解析：（5）表示氢气燃烧热的热化学方程式为
－67　
ΔH2＝－378.7 kJ·mol－1
解析：（7）ΔH3＝ ΔH2 －ΔH1＝－378.7 kJ·mol－1＋393.5 kJ·mol－1＝
＋14.8 kJ·mol－1。
＋14.8　
考点3
考点 　盖斯定律和反应热的计算
1. 盖斯定律
（3）计算方法
①热化学方程式相加或相减，如
始态　
终态　
途径　
能量　
ΔH1－ΔH2　
②合理设计反应途径，如
甲→乙和甲→丙→乙反应热代数和相等，ΔH＝ΔH1＋ΔH2。
2. 反应热的有关计算
（1）根据热化学方程式的反应热计算
（2）根据反应物和生成物的能量计算
计算公式：ΔH＝生成物的总能量－反应物的总能量。
（3）根据反应物和生成物的键能计算
计算公式：ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和。
利用键能计算反应热的关键，就是要算清物质中化学键的数目，清楚中学阶段常见单 质、化合物中所含共价键的种类和数目。
物质
（化学键） CO2
（C O） CH4
（C—H） P4
（P—P） SiO2
（Si—O）
每个粒子所含键数 2 4 6 4
物质
（化学键） 石墨
（C—C） 金刚石
（C—C） S8
（S—S） Si
（Si—Si）
每个粒子所含键数 1.5 2 8 2
【细节联想】
＋128.0　
E正＋67.59　
题组一　盖斯定律的理解及应用
1. （2025·重庆高考）肼（N2H4）与氧化剂剧烈反应，释放大量的热量，可作火箭燃 料。已知下列反应：
B
C. a－3b＋c D. a＋3b－c
2. （1）（2025·湖南高考）在反应器中，发生如下反应：
解析：（1）根据盖斯定律，反应ⅱ－反应ⅰ即可得到目标反应，则ΔH＝－230.7 kJ·mol－1－（－104.7 kJ·mol－1）＝－126 kJ·mol－1。
－126　
（2）（2025·安徽高考）通过甲酸分解可获得超高纯度的CO。甲酸有两种可能的分 解反应：
解析：（2）由盖斯定律，②－①可以得到目标反应，则
ΔH＝ΔH2－ΔH1＝－14.9 kJ·mol－1－26.3 kJ·mol－1＝－41.2 kJ·mol－1。
－41.2　
c－2a－3b　
－65　
解题感悟
消元法计算反应热的思维流程
题组二　反应热的相关计算
a.利用键能计算
3. （1）（2026·广东湛江模拟）“碳达峰”“碳中和”是现在需要继续完成的环保任 务，CO2的综合利用成为热点研究对象，CO2作为碳源加氢是再生能源的有效方法， CO2加氢可以合成甲醇，通过CO2加氢生产甲醇是有希望的可再生路线之一，该过程 主要发生如下反应：
ΔH1
化学键 H—H C≡O O—H C O
键能/（kJ·mol－1） 436 1 071 463 745
－71　
小于　
解析：（1）根据键能计算反应Ⅰ的焓变：ΔH1＝（2×745＋436） kJ·mol－1－（1 071 ＋2×463） kJ·mol－1＝－71 kJ·mol－1，该反应为放热反应，所以正反应的活化能小于 逆反应的活化能。
（2）（2026·山东济南模拟）下列反应可用于在国际空间站中处理二氧化碳。
几种化学键的键能如表所示：
化学键 C—H H—H H—O C O
键能/（kJ·mol－1） 413 436 463 a
解析：（2）根据反应热＝反应物的总键能－生成物的总键能，ΔH＝－270 kJ·mol－1 ＝2a kJ·mol－1＋436 kJ·mol－1×4－413 kJ·mol－1×4－463 kJ·mol－1×4，则a＝745。
745　
b.根据盖斯定律和热化学方程式计算
4. （1）（2025·山东卷）利用CaS循环再生可将燃煤尾气中的SO2转化生产单质硫， 涉及的主要反应如下：
ΔH1＋ΔH2　
（2）（2025·湖北卷）已知一定温度下：
（3）（2025·云南卷）我国科学家研发出一种乙醇（沸点78.5 ℃）绿色制氢新途径， 并实现高附加值乙酸（沸点118 ℃）的生产，主要反应为
解析：（3）反应Ⅰ－反应Ⅱ得到“已知反应”，根据盖斯定律ΔH1＝ΔH＋ΔH2＝－ 24.3 kJ/mol＋68.7 kJ/mol＝＋44.4 kJ/mol。
＋44.4　
c.根据能量图像计算
5. （2026·名师汇编）根据能量图像和题给信息，计算下列反应热：
（1）已知：298 K时，相关物质的相对能量（如图）。
＋430　
（2）催化剂Cr2O3可由（NH4）2Cr2O7加热分解制备，反应同时生成无污染气体。
N2↑　
4H2O　
（E1－E2）＋ΔH＋（E3－E4）
（列式表示）。
题组三　热效应的大小比较
A. ΔH1＜0　ΔH2＜0 B. ΔH1＜ΔH2
C. ΔH3＜0　ΔH4＞0 D. ΔH3＞ΔH4
B
解题感悟
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。
（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。
（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。
（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。
（6）对于同一反应，化学计量数大的，对应放出（吸收）的热量多。
限时跟踪检测
限时跟踪检测（三十）　化学反应的热效应
C. 在稀溶液中，强酸与强碱反应的中和热为ΔH＝－57.3 kJ·mol－1，若将含有0.5 mol H2SO4的浓硫酸和含有1 mol NaOH的溶液混合，放出的热量大于57.3 kJ
C
A. ΔH4＜ΔH5
B. 石墨比金刚石稳定
C. ΔH4＝＋112.4 kJ·mol－1
C
A. 搅拌时，上下移动搅拌器
B. NaOH溶液适当过量有利于减小误差
C. 测定温度时温度计水银球不能接触杯底
D. 使用铜质搅拌器导致测得ΔH偏低
D
解析：根据装置特点，玻璃搅拌器在混合溶液搅拌时，只能上下移动，使反应物充分 混合而加快反应，A正确；氢氧化钠溶液稍过量能促进盐酸完全反应，最后计算水的 物质的量时以不足量的盐酸为标准计算，从而可提高中和反应反应热测定的准确度， B正确；杯底温度与溶液温度不同，中和反应反应热实验测定溶液温度，因此测定温 度时，温度计水银球不能接触杯底，C正确；铜是热的良导体，铜的导热率大于玻璃 的，采用铜质搅拌器导致温度散失较快，使得测定的反应放出热量减小，从而导致反 应热测定结果偏高，D错误。
A. （a－b） kJ·mol－1 B. （b－3a） kJ·mol－1
C. （a＋b） kJ·mol－1 D. （a－3b） kJ·mol－1
B
A. ΔH1＞0，ΔH2＜0
B. 相同条件下，NH4Cl的ΔH2比NH4I的大
C. 相同条件下，NH4Cl的ΔH5比NH4I的小
D. ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝0
B
解析：卤化铵的分解为吸热反应，则ΔH1＞0，ΔH2对应的为HX化学键断裂过程，断 裂化学键吸收热量，则ΔH2＞0，A错误；HCl的键能大于HI的，故NH4Cl的ΔH2大于 NH4I的ΔH2，B正确；ΔH5为NH3与H＋反应，与X－无关，C错误；途径6与途径1、 2、3、4、5之和的起点和终点相同，结合盖斯定律可知ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ ΔH5＝ΔH6，D错误。
A B C D
B
A. Cl·既可增大臭氧分解反应速率，也可改变该反应热
C. Ea＝Ea1＋Ea2
D. Cl·催化臭氧分解的反应速率由第二步反应决定
B
A. 该反应历程中只涉及极性键的断裂和形成
C. CH3NO2（g）生成HCNO（g）的反应历程中，经历TS2的步骤为决速步骤
D. 反应过程中碳的杂化轨道类型发生改变
C
A. 甲醇分解制氢分5步反应进行，其中反应③和④的正反应是焓减反应
D. 升高温度，平衡常数（K）、速率常数（k）
都会增大
B
10. 氢气是一种清洁能源，氢气的制取与储存是氢能源利用领域的研究重点。
（g）　ΔH＝－483.6 kJ·mol－1
又知CH4的燃烧热为890.3 kJ·mol－1。
462.9　
CH4（g）＋2O2（g）
4H2（g）　ΔH＝＋165.0 kJ·mol－1
温度/℃
H、O（或氢原子、氧原
子）　
H2　
解析：（5）观察图像信息知，高温时水先分解生成H2、O2，然后两种单质分子可继续分解成氢原子、氧原子，由于氢原子比氧原子多，故A是氢原子，B是氧原子。氢分子分解成氢原子时需要吸收能量，故化学能较低的物质是氢分子。

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