【高中化学】同步知识清单：（新人教版选择性必修1）第1章 化学反应的热效应
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第一章 化学反应的热效应第一节 反应热一、反应热 焓变 (一)反应热及其测定1、体系与环境被研究的物质系统称为 体系 ，与体系相互影响的其他部分称为 环境 。2、反应热在等温条件下，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 。3、实验探究：中和反应反应热的测定(1)测定原理：环境温度不变时，根据测得的体系的 温度 变化和有关物质的 比热容 等来计算反应热。即利用公式： Q＝cmΔt 进行计算。(2)实验装置①实验装置中各仪器安装如图。②各部分仪器的作用玻璃搅拌器的作用是 使反应物混合均匀充分接触 。隔热层的作用是 减少热量的散失 。温度计的作用是测定反应前后 反应体系 的温度。(3)实验步骤①反应物温度测量(t1)：测量混合前50 mL 0.50 mol·L－1盐酸、50 mL 0.55 mol·L－1氢氧化钠溶液的温度，取两温度平均值 ，记录为起始温度t1。②反应后体系温度测量(t2)：将 酸碱 溶液迅速混合，用 玻璃搅拌器 轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度 ，记录为终止温度t2。③重复实验操作两次，记录每次的实验数据，取其 平均值 作为计算依据。(4)实验数据处理设溶液的密度均为1 g·cm－3，中和后溶液的比热容c＝ 4.18 J·g－1·℃－1 ，根据实验数据计算出该反应放出的热量Q≈ 1.42 kJ，则生成1 mol H2O时放出的热量为 56.8 kJ。(5)实验结论大量实验测得，在25 ℃和101 kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液，发生中和反应生成 1 mol H2O时，放出 57.3 kJ 的热量。(二)反应热与焓变1、内能内能是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。3、焓与焓变(1)焓(H)：是一个与内能有关的 物理量 。(2)焓变(△H)：在恒压下，化学反应过程中 吸收或释放 的热量称为该反应的焓变。常用单位kJ/mol 或 kJ·mol-1。(3)反应热与焓变的关系在 等压 条件下进行的化学反应的反应热等于反应的 焓变 ，因此常用 ΔH 表示反应热。(4)焓变与吸热反应和放热反应的关系①放热反应：反应体系向环境 释放 能量，反应体系的焓 减小 ，ΔH为负值，即ΔH0。4、从微观角度理解反应热的实质以H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)反应的能量变化为例说明，如图所示：由图可知：①图示：化学反应过程中形成化学键、断裂化学键能量变化可用如图表示：其中， E1 表示反应物断裂化学键吸收的总热量， E2 表示生成物形成化学键放出的总热量，E1与E2的差值表示 反应热 。上述反应过程表示该反应为 放热 反应。②焓变计算公式：ΔH＝E总(断键)－E总(成键)二、热化学方程式1、定义：表明反应所 释放 或 吸收 的热量的化学方程式。2、意义：不仅表示化学反应中的 物质 变化，也表明了化学反应中的 能量 变化。实例：已知25 ℃、101 kPa下，热化学方程式为2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－571.6 kJ·mol－1，其表示在25 ℃、101 kPa， 2 mol H2 与 1 mol O2 完全反应生成 2 mol 液态水 时放出的热量是 571.6 kJ 。3、热化学方程式的书写方法(1)热化学方程式中各物质化学式前的化学计量数只表示其 物质的量 ，可以是整数或分数。(2)标注反应的 温度 和 压强 。没有特殊说明是指 25 ℃、101 kPa 。不用标明反应条件(如“加热”“高温”“催化剂”等)。(3)标注各物质 聚集状态 。在物质后面用括号标注各物质的聚集状态： 气体 用“g”， 液体 用“l”，固体 用“s”， 溶液 用“aq”。(4)标注ΔH的 正负 。化学方程式后面空一格标注ΔH，若为放热反应，ΔH为“ － ”；若为吸热反应，ΔH为“ ＋ ”。(5)计算ΔH的数值。根据化学方程式中的 化学计量数 计算写出ΔH的数值。ΔH单位是kJ·mol－1。4、ΔH的单位中“mol－1”的含义对一个化学反应，ΔH的单位中“mol－1”不是指每摩尔具体 物质 ，而是指“ 每摩尔反应 ”。因此ΔH必须与化学方程式一一对应。三、燃烧热1、概念：在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。2、单位： kJ·mol－1或kJ/mol 。3、意义：甲烷的燃烧热为890.3 kJ·mol－1，或ΔH＝ －890.3 kJ·mol－1 ，它表示25 ℃、101 kPa时， 1 mol甲烷完全燃烧生成 1 mol CO2(g) 和 2 mol H2O(l) 时 放出 890.3 kJ的热量。4、热化学方程式的书写书写表示燃烧热的热化学方程式时，以燃烧 1 mol 可燃物为标准来配平其余物质的化学计量数，同时可燃物要完全燃烧且生成 指定产物 。例如：H2(g)＋eq \f(1,2)O2(g)===H2O(l) ΔH＝－285.8 kJ·mol－15、燃烧热的热化学方程式是否正误“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。第二节 反应热的热计算一、盖斯定律1、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，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、盖斯定律的计算方法(1)“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 。(2)加合法：加合法就是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。例：根据如下两个反应，选用上述两种方法，计算出C(s)＋eq \f(1,2)O2(g)===CO(g)的反应热ΔH。Ⅰ：C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1Ⅱ：CO(g)＋eq \f(1,2)O2(g)===CO2(g) ΔH2＝－283.0 kJ·mol－1反应C(s)＋O2(g)====CO2(g)的途径可设计如下：则ΔH＝ ΔH1－ΔH2 ＝ －110.5 kJ·mol－1。 二、反应热的计算1、根据热化学方程式计算热化学方程式中反应热数值与各物质的化学计量数成正比。例如，aA(g)＋bB(g)===cC(g)＋dD(g) ΔH a b c d |ΔH|n(A) n(B) n(C) n(D) Q则eq \f(nA,a)＝eq \f(nB,b)＝eq \f(nC,c)＝eq \f(nD,d)＝eq \f(Q,|ΔH|)2、根据反应物、生成物的键能计算ΔH＝反应物的 键能总和 －生成物的 键能总和 。3、根据物质的燃烧热数值计算Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH(燃烧热)|。4、根据盖斯定律计算将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH 相加或相减 ，得到一个新的热化学方程式及其ΔH。5、ΔH大小比较时注意事项(1)吸热反应的ΔH为“＋”，放热反应的ΔH为“－”，所以 吸热反应 的ΔH一定大于 放热反应 的ΔH。(2)放热反应的ΔH为“－”，所以放热越多，ΔH越小。 化学键反应中能量变化断裂或形成1 mol化学键的能量变化断裂或形成化学键的总能量变化H—H吸收 436 kJ共吸收 679 kJCl—Cl吸收 243 kJH—Cl放出 431 kJ共放出 862 kJ结论H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)的反应热ΔH＝ －183 kJ·mol－1
