高考化学一轮复习-化学反应的热效应（知识清单）（全国通用）（原卷版）

这是一份高考化学一轮复习-化学反应的热效应（知识清单）（全国通用）（原卷版），共18页。

01 反应热 焓变
1.反应热、焓变
（1）反应热：在等温条件下，化学反应体系向环境 或从环境 的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热。
（2）焓变：在 条件下进行的化学反应，其反应热等于反应的焓变。对于一个化学反应，生成物的总焓与反应物的总焓之差称为焓变，用 表示，单位常用kJ/ml（或kJ·ml－1）。
（3）放热反应的ΔH为负值，吸热反应的ΔH为正值。
2.吸热反应和放热反应
注意 内能是体系内物质所含各种微观粒子的能量总和。内能的大小除了与物质的种类、数量及聚集状态有关外，还与体系的温度、压强有关。
3.ΔH的计算公式
化学反应ΔH计算ΔH＝生成物的内能－反应物的内能ΔH＝反应物的总键能－生成物的总键能ΔH＝正反应的活化能－逆反应的活化能
4.燃烧热
注意 由于燃烧反应均是放热反应，用文字表述燃烧热时可不带“－”，但用ΔH表示燃烧热时，必须带“－”。如某物质的燃烧热是Q kJ·ml－1或ΔH＝－Q kJ·ml－1。
5.中和反应反应热的测定
【跟踪训练】
1.易错辨析。
（1）物质发生化学变化都伴有能量的变化。（ ）
（2）放热反应中，生成物的总能量高于反应物的总能量。（ ）
（3）放热反应不需要加热就能发生，吸热反应不加热就不能发生。（ ）
（4）同温同压下，反应H2（g）＋Cl2（g） 2HCl（g）在光照和点燃条件下的ΔH不同。（ ）
（5）物质的物理变化过程中，也会有能量变化，但不属于吸热反应和放热反应。（ ）
（6）在测定中和反应反应热的实验中，应把NaOH溶液分多次倒入。（ ）
（7）对于同一反应来说，中和反应的反应热的测定结果与所用酸、碱溶液的用量有关。（ ）
2.根据如图数据计算反应12N2（g）＋32H2（g） NH3（g）的ΔH＝ kJ·ml－1。
3. 在一定温度下，利用催化剂将NH3分解为N2和H2。相关化学键的键能数据如下：
反应2NH3（g）⇌N2（g）＋3H2（g） ΔH＝ kJ·ml－1。
4.某反应的反应过程与能量关系如图所示：
（1）该反应的ΔH （填“＞”或“＜”）0。
（2）过程 为有催化剂条件的反应。
（3）写出E1的含义 。
5.写出下列燃烧元素对应的稳定产物及状态
（1）C→ ；
（2）H→ ；
（3）S→ ；
（4）N→ 。
6.已知：电解液态水制备1 ml O2（g），电解反应的ΔH＝＋572 kJ·ml－1。由此计算H2（g）的燃烧热（焓）ΔH＝ kJ·ml－1。
7.关于中和反应反应热的测定实验，请回答下列问题：
（1）反应试剂若使用浓酸、浓碱溶液，浓酸或浓碱溶液稀释时 （填“吸收”或“放出”）大量的热，使所测中和反应反应热数值的绝对值 （填“偏大”或“偏小”）。
（2）反应试剂若使用弱酸、弱碱溶液，弱酸或弱碱电离时 （填“吸热”或“放热”），使所测中和反应反应热数值的绝对值 （填“偏大”或“偏小”）。
（3）若中和反应生成沉淀，沉淀的生成会 （填“吸热”或“放热”），使所测中和反应反应热数值的绝对值 （填“偏大”或“偏小”）。
02 热化学方程式
1.定义
表明 的化学方程式，叫作热化学方程式。
如H2（g）＋12O2（g） H2O（g） ΔH＝－241.8 kJ·ml－1表示的意义：在25 ℃、101 kPa下， 。
2.“五步”书写热化学方程式
步骤1 写方程式——写出配平的化学方程式；
步骤2 标状态——用“s”“l”“g”“aq”标明物质的聚集状态；
步骤3 标条件——标明反应的温度和压强（101 kPa、25 ℃时可不标注）；
步骤4 标ΔH——在方程式后写出ΔH；
步骤5 标数值——根据化学计量数计算并写出ΔH的数值及单位。
【跟踪训练】
1.易错辨析。
（1）CH4（g）＋2O2（g） CO2（g）＋2H2O（l） ΔH＝－890.3 kJ。（ ）
（2）NaOH（aq）＋HCl（aq） NaCl（aq）＋H2O ΔH＝＋57.3 kJ·ml－1。（ ）
（3）S（s）＋O2（g） SO2（g） ΔH＝＋296.8 kJ·ml－1。（ ）
（4）已知：298 K 、101 kPa下，A（g）＋3B（g）⇌2C（g） ΔH＝－92.4 kJ·ml－1。将1.5 ml B（g）和过量的A（g）在此条件下充分反应，放出热量46.2 kJ。（ ）
2.请写出298 K、101 kPa时，下列反应的热化学方程式。
（1）一定量N2（g）与一定量H2（g）反应生成2 ml NH3（g），放出92.4 kJ热量。

（2）N2（g）与O2（g）反应生成0.5 ml NO（g），吸收34 kJ热量。

03 盖斯定律及其应用
1．盖斯定律
（1）定义：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 。即反应热只与反应体系的 和 有关，而与 无关。如：
途径一：A→B
途径二：A→C→B
则ΔH1、ΔH2、ΔH的关系为ΔH＝ 。
（2）本质：在指定状态下，各物质的焓都是确定的，等压且没有除体积功之外的其他功产生时，从反应物变成产物，无论经过哪些步骤，它们焓的差值都是不变的。
2．“盖斯定律”型反应热(焓变)的运算规则
3．盖斯定律的应用
应用盖斯定律计算反应热并比较大小。
若一个化学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，则该反应的焓变即为这几个反应的焓变的代数和。
4．反应热大小的比较
（1）根据反应物量的大小关系比较反应焓变大小
①H2（g）＋12O2（g） H2O（g） ΔH1
②2H2（g）＋O2（g） 2H2O（g） ΔH2
反应②中H2的量更多，因此放热更多，｜ΔH1｜ ｜ΔH2｜，但ΔH1＜0，ΔH2＜0，故ΔH1 ΔH2。
（2）根据反应进行程度的大小比较反应焓变大小
③C（s）＋12O2（g） CO（g） ΔH3
④C（s）＋O2（g） CO2（g） ΔH4
反应④，C完全燃烧，放热更多，｜ΔH3｜ ｜ΔH4｜，但ΔH3＜0，ΔH4＜0，故ΔH3 ΔH4。
（3）根据反应物或生成物的状态比较反应焓变大小
⑤S（g）＋O2（g） SO2（g） ΔH5
⑥S（s）＋O2（g） SO2（g） ΔH6
方法一：图像法
由图像可知：｜ΔH5｜ ｜ΔH6｜，但ΔH5＜0，ΔH6＜0，故ΔH5 ΔH6。
方法二：通过盖斯定律构造新的热化学方程式
由⑤－⑥可得S（g） S（s） ΔH＝ ＜0，故ΔH5 ΔH6。
（4）根据特殊反应的焓变情况比较反应焓变大小
⑦2Al（s）＋32O2（g） Al2O3（s） ΔH7
⑧2Fe（s）＋32O2（g） Fe2O3（s） ΔH8
由⑦－⑧可得2Al（s）＋Fe2O3（s） 2Fe（s）＋Al2O3（s） ΔH＝ 。已知铝热反应为放热反应，故ΔH＜0，ΔH7 ΔH8。
【跟踪训练】
1.易错辨析。
（1）一个反应一步完成或分几步完成，二者相比，经过的步骤越多，放出的热量越多。（ ）
（2）由H2（g）＋12O2（g） H2O（g） ΔH＝－a kJ·ml－1可知，1 g H2（g）完全燃烧生成H2O（g）放出的热量为a kJ。（ ）
（3）已知：A（g）＋B（g） C（g） ΔH1，A（g）＋B（g） C（l） ΔH2，则ΔH1＞ΔH2。（ ）
2.如图是通过热化学循环在较低温度下由水或硫化氢分解制备氢气的反应系统原理。
通过计算，可知系统（Ⅰ）和系统（Ⅱ）制氢的热化学方程式分别为 、 ，制得等量H2所需能量较少的是 。
3.依据图示关系，请回答：
（1）1 ml C（石墨，s）和1 ml CO分别在足量O2中燃烧，全部转化为CO2， （填“前者”或“后者”）放热多。
（2）写出1 ml C（石墨，s）与CO2（g）反应生成CO（g）的热化学方程式： 。
4.室温下，将1 ml CuSO4·5H2O溶于水会使溶液温度降低，热效应为ΔH1，将1 ml CuSO4（s）溶于水会使溶液温度升高，热效应为ΔH2；CuSO4·5H2O受热分解的热化学方程式为CuSO4·5H2O（s） CuSO4（s）＋5H2O（l） ΔH3。
（1）ΔH1 0，ΔH2 0（填“＞”或“＜”）。
（2）ΔH3＝ （用ΔH1和ΔH2表示）。
01 反应热的计算
1．主要依据
热化学方程式、键能、盖斯定律及燃烧热、中和热、反应物和生成物的总能量等。
2．主要方法
①根据热化学方程式计算
反应热与反应物和生成物各物质的物质的量成正比。
②根据反应物和生成物的总能量计算
ΔH＝__E生成物－E反应物__。
③依据反应物化学键断裂与生成物化学键形成过程中的能量变化计算
ΔH＝__E反应物的化学键断裂吸收的能量－E生成物的化学键形成释放的能量__
④根据盖斯定律计算
化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
应用盖斯定律常用以下两种方法。
a．热化学方程式相加或相减，如由
C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1；
C(s)＋eq \f(1,2)O2(g)===CO(g) ΔH2；
可得2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g) ΔH＝2(ΔH1－ΔH2)
b．合理设计反应途径，如，
则ΔH＝ΔH1＋ΔH2。
⑤根据物质燃烧热数值计算
Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH|
⑥根据比热公式进行计算
Q＝c·m·ΔT
【跟踪训练】
1.已知：
C(s)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g) ΔH＝a kJ·ml－1
2C(s)＋O2(g)===2CO(g) ΔH＝－220 kJ·ml－1
H—H、O===O和O—H键的键能分别为436 kJ·ml－1、496 kJ·ml－1和462 kJ·ml－1，则a为( )
A．－332 B．－118
C．＋350 D．＋130

2.CO2是一种廉价的碳资源，其综合利用具有重要意义。CO2与CH4经催化重整，可制得合成气：
CH4(g)＋CO2(g)eq \(,\s\up7(催化剂))2CO(g)＋2H2(g)
已知上述反应中相关的化学键键能数据如下：
填写下列空白：
该反应的ΔH＝__ __。分别在V L恒温密闭容器A(恒容)、B(恒压，容积可变)中，加入CH4和CO2各1 ml的混合气体。两容器中反应达平衡后放出或吸收的热量较多的是__ __(填“A”或“B”)。

02 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
例：C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1＜0 C(s)＋eq \f(1,2)O2(g)===CO(g) ΔH2＜0；ΔH1为完全燃烧放出的热量多，又ΔH1和ΔH2均为负值，所以ΔH1＜ΔH2
（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
例：S(g)＋O2(g)===SO2(g) ΔH1＜0
S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH2＜0 则ΔH1＜ΔH2
（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
例：A(g)＋B(g)===C(l) ΔH1＜0
A(g)＋B(g)===C(g) ΔH2＜0 则ΔH1＜ΔH2
（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
例：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g) ΔH＝－197 kJ·ml－1，向密闭容器中通入2 ml SO2和1 ml O2反应达平衡后，放出的热量小于197 kJ
（6）对于同一反应，化学计量数大的，对应放出(吸收)的热量多
例：2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH1＜0
H2(g)＋eq \f(1,2)O2(g)===H2O(l) ΔH2＜0 则ΔH1＜ΔH2
（7）生成等量的水时，强酸和强碱的稀溶液反应比弱酸和强碱或强酸和弱碱或弱酸和弱碱的稀溶液反应放出的热量多
（8）离子电荷相同时，半径越小，断裂离子键时吸收的能量越多
（9）若比较的是ΔH的大小，则看的是ΔH的整体数值，包括正负号进行比较 ；若题中所说的是放出(吸收)的热量大小比较，则比较的是ΔH的绝对值大小
【跟踪训练】
1．试比较下列各组ΔH的大小。
(1)同一反应，生成物状态不同时
A(g)＋B(g)===C(g) ΔH1