第一章 化学反应的热效应（考点串讲）-2024-2025学年高二化学上学期期中考点大串讲（沪科版2020选择性必修1）

化学反应的热效应第一章考点串讲目录CONTENTS010203反应热的测量和计算化学反应与能量变化燃烧热

燃料的合理利用思

维

导

图化学反应与能量变化1考

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理一、系统的内能考点01化学反应与能量变化内能是系统内物质各种能量的总和，用符号U表示当系统处于一定状态时，系统就具有确定的内能，当温度、压强、物质的聚集状态等发生改变，内能也随之改变。但内能的变化可以体现在状态变化的过程中，可以是物质温度、聚集状态变化前后系统内能的变化，也可以是反应物转化为生成物的过程中系统内能的变化。系统内能的变化用符号ΔU来表示。几乎所有化学反应的发生，都伴随着能量的变化，能量通过功和热这两种形式在系统与环境之间实现转化或传递。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。考

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理一、系统的内能考点01化学反应与能量变化热容和比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，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=cmAT考

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理二、反应热与焓变的比较考点01化学反应与能量变化反应热焓变概念在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，所吸收或放出的热量在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中吸收或释放的热量符号QΔH单位kJkJ·mol－1与能量变化的关系Q＞0，反应放出热量Q＜0，反应吸收热量ΔH＞0，反应吸收热量ΔH＜0，反应放出热量相互关系在恒压条件下的反应热即是焓变考

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理三、放热反应与吸热反应考点01化学反应与能量变化放热反应吸热反应定义放出热量的化学反应吸收热量的化学反应表示方法ΔH＜0ΔH＞0形成原因

能量变化反应物的总能量＞生成物的总能量反应物的总能量＜生成物的总能量键能变化反应物的总键能＜生成物的总键能反应物的总键能＞生成物的总键能反应类型①所有的燃烧反应②大多数化合反应③所有的金属与酸、盐置换的反应④酸碱中和反应⑤铝热反应①大多数分解反应②Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应③C和CO2的反应④C和H2O(g)的反应⑤NaHCO3与盐酸的反应考

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理三、放热反应与吸热反应考点01化学反应与能量变化反应过程图示与化学键的关系联系①ΔH＝反应物键能之和－生成物键能之和②键能越大，物质能量越低，越稳定；反之键能越小，物质能量越高，越不稳定考

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理四、化学反应中能量变化的原因考点01化学反应与能量变化1．从反应物和生成物的总能量相对大小的角度分析，如图所示

当反应物的总能量大于生成物的总能量，该化学反应就会放出能量；当生成物的总能量大于反应物的总能量，该化学反应就会吸收能量。2．从反应热的量化参数——键能的角度分析当反应物中化学键的断裂所吸收的能量大于形成生成物中的化学键所释放的能量时，该反应就要吸收能量；反之，该化学反应就会释放能量。考

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理四、化学反应中能量变化的原因考点01化学反应与能量变化反应物生成物化学反应键断裂键生成原子重新组合吸收能量放出能量吸收能量＞释放能量吸热反应ΔH>0

化学反应的实质：旧的化学键断裂和新的化学键形成过程。吸收能量＜释放能量放热反应ΔH<0微观角度认识反应热的实质考

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理思维误区考点01化学反应与能量变化1．化学反应过程中一定有能量变化，但不一定都以热能的形式放出，可能还有电能、光能等其他形式。2．吸热反应、放热反应判断“两大”误区：误区一：与反应条件有关。实际上，很多放热反应需要加热或点燃，如木炭燃烧等，而有些吸热反应在常温下即能发生，如Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应。误区二：只要吸热就是吸热反应，只要放热就是放热反应。要清楚吸、放热反应是针对化学反应而言，如水的液化放出热量，但不是放热反应，因该过程为物理变化。典

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讲考点01化学反应与能量变化【典例01-1】热力学温度，又称开尔文温标，简称开氏温标，是国际单位制七个基本物理量之一。开尔文(LordKelvin)被称为热力学之父，他将第一和第二热力学定律公式化。（1）下列关于反应ΔU的说法中，正确的是_____。A．ΔU>0时，反应放出能量

B．ΔU<0时，反应放出能量C．ΔU=Q

D．ΔU=ΔH（2）下列关于内能和内能变化的叙述正确的是_____。A．内能是体系内物质所含的能量总和B．内能只与物质的种类、数量以及聚集状态有关C．系统的内能可以通过实验测得D．内能变化就是反应热（3）一定条件，在水溶液中1molCl-、

(x=1，2，3，4)的能量(KJ)相对大小如图所示，则D是_______(填离子符号)。B=A+C反应的热化学方程式为(用离子方程表示)：_______。（1）B（2）A（3）ClO4-3ClO-(aq)=ClO3-(aq)+2Cl-(aq)ΔH=-117kJ/mol典

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讲考点01化学反应与能量变化【典例01-2】工业上由CO2和H2合成气态甲醇的热化学方程式为CO2(g)＋3H2(g)=CH3OH(g)＋H2O(g)

ΔH＜0。已知该反应是放热反应。下列表示合成甲醇的反应的能量变化示意图正确的是A．

B．C．

D．A典

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讲考点01化学反应与能量变化【典例01-2】下列关于反应热和焓变的说法正确的是A．放热反应的ΔH＜0，吸热反应的ΔH＞0B．任何条件下，焓变完全等于反应热C．所有化学反应的反应热都可以通过实验直接测得D．生成物的总焓大于反应物的总焓时，ΔH＜0A举

一

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三考点01化学反应与能量变化【演练01】图表示有关反应的反应过程与能量变化的关系。下列说法错误的是A．

B．S(s)比S(g)稳定C． D．S(s)转化为S(g)是吸热过程C举

一

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三考点01化学反应与能量变化【演练02】理论研究表明，在101kPa和298K下，

异构化反应过程的能量变化如图所示，下列说法中错误的是A．该异构化反应的B．HCN比HNC稳定C．使用催化剂，可以改变反应的反应热D．在该条件下，HCN的总能量低于HNC的总能量C反应热的测量和计算2考

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理一、反应热的测量考点02反应热的测量和计算测量反应前后体系的温度使反应物迅速混合，使反应充分进行，保持体系的温度均匀起保温作用1．实验装置考

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理一、反应热的测量考点02反应热的测量和计算(1)测量反应物温度(t1℃)：用量筒分别量取50mL0.50mol/L盐酸和50mL0.55mol/LNaOH溶液，测量两溶液温度，并取其平均值记为t1℃。(2)测量反应后体系温度(t2℃)：使盐酸和NaOH溶液迅速在量热计中混合,并用玻璃搅拌器搅拌，记录混合溶液的最高温度为t2℃。(3)重复操作2次，取温度差(t2-t1)℃的平均值作为计算依据。2．实验步骤考

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理一、反应热的测量考点02反应热的测量和计算所用盐酸和NaOH溶液均为稀溶液，近似认为其密度为1g·cm-3，即盐酸和NaOH溶液的质量均为50g，反应后生成的溶液的比热容c=4.18J·g-1·℃-1，生成n(H2O)=0.50mol/L×0.05L=0.025mol，则生成1molH2O时放出的热量为kJkJ3．数据处理考

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理一、反应热的测量考点02反应热的测量和计算（1）装置保温、隔热：以减少热量的损失，实验中使用了简易量热计。（2）温度测量准确：实验操作时混合溶液时动作要快，以减少热量的损失，并注意以下三点。①实验要用同一支温度计，在测量酸、碱及混合液的温度后必须用水洗净后并用滤纸擦干再使用。②在测量反应混合液的温度时要随时读取温度值，记录下最高温度值。③温度计悬挂，使水银球处于溶液的中央位置，温度计不要靠在容器壁上或插入容器底部。（3）为保证酸、碱完全中和，常采取的措施是碱稍稍过量（实验中若使用弱酸或弱碱，会使测得数值偏小）。（4）中和热的数值(57.3kJ·mol－1)是指稀的强酸和强碱反应生成可溶性盐和水时的反应热，非不是适用所有酸碱，浓酸(如浓硫酸)或浓碱溶于水时也要放热，中和热数值会大于57.3kJ·mol－1，而弱酸或弱碱参与的中和反应，因弱酸或弱碱电离时要吸收热量，则中和热数值小于57.3kJ·mol－1。4．实验注意事项考

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理一、反应热的测量考点02反应热的测量和计算由于实验仪器的保温、隔热效果和操作方面的原因，测定的实验值一般小于真实值[H＋(aq)＋OH－(aq)＝H2O(l)

ΔH＝－57.3kJ·mol－1]。产生误差的可能原因有如下几个方面：（1）配制溶液的浓度有误差，量取溶液的体积有误差；（2）温度计的读数有误差；（3）实验过程中有液体洒在外面；（4）混合酸、碱溶液时，动作迟缓，导致实验误差；（5）隔热措施不佳，致使实验过程中热量损失而导致误差；（6）测了酸后的温度计未用水清洗而便立即去测碱的温度，因少量酸碱提前反应致使热量损失而引起误差。5．误差分析考

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理思维误区考点02反应热的测量和计算1．实验中改变酸碱的用量时，反应放出的热量发生改变，但中和热不改变。因为中和热是酸碱发生中和反应生成lmolH2O的反应热，中和热与酸碱用量无关。2．中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离时的热效应。3．为减小误差，中和热测定实验中应注意：（1）“快”：实验操作动作要快，减少热量的损失。（2）“准”：温度在反应热的测量中是最重要的参数，在测量时读数要准。（3）“稀”：所用酸液和碱液的浓度宜小不宜大。考

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理二、热化学方程式考点02反应热的测量和计算能表示实际参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。H2(g)+I2(g)======2HI(g)△H=－14.9kJ/mol200℃101kPa物质状态温度和压强能量变化表示1mol气态H2与1mol气态碘完全反应，生成2mol气态HI时，放出14.9kJ的热量。1．概念：表明反应所释放或吸收热量的化学方程式。2．意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。如N2H4(g)+O2(g)

=N2(g)+2H2O(g)

ΔH=-534.4kJ·mol-1考

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理二、热化学方程式考点02反应热的测量和计算①书写时必须注明物质的聚集状态。因反应物和生成物的聚集状态不同，ΔH的数值及符号也不同②化学计量数可以是整数，也可以是分数。因热化学方程式中各物质的化学计量数仅表示物质的物质的量③ΔH写在方程式的后面，用“空格”隔开，ΔH后的数值要标“＋”或“－”且后面要写上kJ·mol－1④ΔH的值必须与方程式中化学式前的化学计量数相对应。因ΔH与参加反应的物质的量有关，所以，若化学计量数加倍，则ΔH的数值也要加倍⑤当反应向逆反应方向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，但符号相反⑥不标注“↑”、“↓”以及反应条件，如“点燃”、“加热”等3．书写：考

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理二、热化学方程式考点02反应热的测量和计算一审ΔH的“+”“-”—放热反应ΔH为“-”,吸热反应ΔH为“+”二审单位

—单位一定为“kJ·mol-1”,易错写成“kJ”或漏写三审状态

—物质的聚集状态必须正确,特别是溶液中的反应易写错四审数据对应性

—反应热的数值必须与方程式的化学计量数相对应,即化学计量数与ΔH的绝对值成正比。当反应逆向进行时,其反应热与正反应的反应热数值相等,符号相反五审是否符合概念—如燃烧热、中和热的热化学方程式4．正误判断：考

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理思维误区考点02反应热的测量和计算1．ΔH与反应的“可逆性”可逆反应的ΔH表示反应完全时的热量变化，与反应是否可逆无关，如N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)

ΔH＝－92.4kJ·mol－1，表示在298K时，1molN2(g)和3molH2(g)完全反应生成2molNH3(g)时放出92.4kJ的热量。但实际上1molN2(g)和3molH2(g)充分反应，不可能生成2molNH3(g)，故实际反应放出的热量小于92.4kJ。2．书写与判断时要注意①有无漏写反应物或生成物的聚集状态。②有无漏写ΔH的正、负号，漏写单位kJ·mol－1或错写单位。③ΔH后的数值是否与化学计量数不一致。考

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理三、盖斯定律考点02反应热的测量和计算1.从反应途径的角度理解盖斯定律一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。换句话说，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.从能量守恒角度理解盖斯定律考

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理三、盖斯定律考点02反应热的测量和计算从反应途径角度：A→D：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝－(ΔH4＋ΔH5＋ΔH6)；从能量守恒角度：ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝0。考

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理三、盖斯定律考点02反应热的测量和计算利用盖斯定律书写热化学方程式的步骤：考

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理思维误区考点02反应热的测量和计算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：①反应式乘以或除以某数时，ΔH也应乘以或除以某数。②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。③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。④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。⑤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。考

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理四、∆H的大小比较考点02反应热的测量和计算1．看符号比较ΔHΔH的大小比较时包含“＋”“－”的比较。吸热反应ΔH＞0，放热反应ΔH＜0，可判断吸热反应的ΔH大于放热反应的ΔH。2．看化学计量数比较ΔH同一化学反应：ΔH与化学计量数成正比。如：H2(g)＋2(1)O2(g)＝H2O(l)

ΔH1＝－a

kJ·mol－12H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l)

ΔH2＝－b

kJ·mol－1可判断：b＝2a，所以ΔH1＞ΔH2。考

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理四、∆H的大小比较考点02反应热的测量和计算3．看物质的聚集状态比较ΔH（1）同一反应，生成物的聚集状态不同如：A(g)＋B(g)＝C(g)

ΔH1＜0A(g)＋B(g)＝C(l)

ΔH2＜0由物质的能量(E)的大小知热量：Q1＜Q2，反应为放热反应，所以ΔH1＞ΔH2。（2）同一反应，反应物的聚集状态不同如：S(g)＋O2(g)＝SO2(g)

ΔH1S(s)＋O2(g)＝SO2(g)

ΔH2由物质的能量(E)的大小知热量：Q1＞Q2，反应为放热反应，则ΔH1＜ΔH2。考

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理四、∆H的大小比较考点02反应热的测量和计算4．看反应之间的联系比较ΔH如：C(s)＋O2(g)＝CO2(g)

ΔH1

C(s)＋2(1)O2(g)＝CO(g)

ΔH2可判断：C(s)ΔH1(――→)CO2(g)，C(s)ΔH2(――→)CO(g)ΔH3(――→)CO2(g)；ΔH2＋ΔH3＝ΔH1，又因为ΔH3＜0，所以ΔH2＞ΔH1。5．看可逆反应比较ΔH如：工业生产硫酸过程中，SO2在接触室中被催化氧化为SO3，已知该反应为可逆反应，现将2molSO2、1molO2充入一密闭容器中充分反应后，放出的热量为98.3kJ，2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)

ΔH＝－Q

kJ·mol－1，则Q＞98.3。6．看中和反应的酸碱比较ΔH生成1molH2O时：强酸和强碱的稀溶液的中和反应反应热ΔH＝－57.3kJ·mol－1；弱酸、弱碱电离时吸热，反应时放出的总热量小于57.3kJ；浓硫酸稀释时放热，反应时放出的总热量大于57.3kJ。考

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理五、反应热的计算考点02反应热的测量和计算(1)根据热化学方程式计算根据热化学方程式计算焓变时常用的方法有关系式法、差量法、守恒法、方程组法等，在列比例式时，一定要做到两个量的单位“上下一致，左右相当”。(2)根据反应物和生成物的总能量计算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ΔH=反应物的总键能-生成物的总键能(4)根据可燃物的燃烧热计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|(燃烧热)(5)根据盖斯定律计算反应热方法一：虚拟途径法方法二：加和法典

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讲考点02反应热的测量和计算【典例02-1】利用图示装置测定中和热的实验步骤如下：①量取

溶液倒入小烧杯中，测量温度；②量取

溶液，测量温度；③打开杯盖，将NaOH溶液倒量热计的内筒，立即盖上杯盖，插入温度计，混合均匀后测量混合液温度。下列说法不正确的是A．仪器A的名称是玻璃搅拌器B．为便于酸碱充分反应，NaOH溶液应分多次加入C．NaOH溶液稍过量的原因是确保硫酸完全被中和D．用温度计测定NaOH溶液起始温度后直接测定溶液的温度，所测中和热ΔH有误差B典

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讲考点02反应热的测量和计算【典例02-2】C典

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讲考点02反应热的测量和计算【典例02-3】C举

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三考点02反应热的测量和计算【演练01】某实验小组设计用0.55mol/L的NaOH溶液50mL与0.50mol/L的盐酸50mL置于如图所示的装置中进行测定中和热的实验。（1）该装置中缺少的一种玻璃仪器是________，该仪器的作用是________。（2）实验中，所用NaOH稍过量的原因是________。（3）在中和热测定实验中，有用水洗涤温度计上的盐酸溶液的步骤，若无此操作，则测得的中和热数值_______(填“偏大”、“偏小”或“不变”)。测量NaOH溶液温度时，温度计上的碱未用水冲洗，对测定结果有何影响？________(填“偏大”、“偏小”或“无影响”)。举

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三考点02反应热的测量和计算（4）该实验小组做了三次实验，每次取盐酸和NaOH溶液各50mL，并记录如表原始数据：已知盐酸、NaOH溶液密度均近似为1.00g/cm3，中和后混合液的比热容c=4.18×10−3kJ/(g·℃)，则该反应的中和热ΔH=________。(保留到小数点后1位)举

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三考点02反应热的测量和计算（1）玻璃搅拌器让酸碱充分接触发生反应（2）确保定量的HCl反应完全（3）偏小无影响（4）−56.8kJ/mol举

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三考点02反应热的测量和计算【演练02】C举

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三考点02反应热的测量和计算【演练03】B燃烧热

燃料的合理利用3考

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理一、燃烧热考点03燃烧热燃料的合理利用1．反应热与燃烧热的比较

反应热燃烧热能量的变化放热或吸热放热ΔH的大小放热时，ΔH＜0；吸热时，ΔH＞0ΔH＜0反应物的量不限1mol纯物质生成物无要求指定产物热化学方程式有无数个唯一考

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理一、燃烧热考点03燃烧热燃料的合理利用2．燃烧热和中和热的比较

燃烧热中和热相同点能量变化放热ΔH及其单位ΔH＜0，单位均为kJ·mol－1不同点反应物的量1mol不一定为1mol生成物的量不确定生成水的量为1mol反应热的含义101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，即C→CO2(g)、H→H2O(l)、S→SO2(g)、N元素→N2(g)、X(卤素)→HX(g)在稀溶液里，酸与碱发生中和反应生成1mol水时所放出的热量表示方法燃烧热ΔH＝－akJ·mol－1(a＞0)强酸与强碱反应的中和热ΔH＝－57.3kJ·mol－1特点物质燃烧一定放热，ΔH一定为负值弱酸、弱碱电离吸热，中和热数值比57.3小，有沉淀生成的中和热数值比57.3大考

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理思维误区考点03燃烧热燃料的合理利用1．化学反应过程中一定有能量变化，但不一定都以热能的形式放出，可能还有电能、光能等其他形式。2．吸热反应、放热反应判断“两大”误区：误区一：与反应条件有关。实际上，很多放热反应需要加热或点燃，如木炭燃烧等，而有些吸热反应在常温下即