第01讲 化学反应的热效应（复习讲义）（天津专用）2026年高考化学一轮复习讲练测+答案

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考点一 焓变 热化学方程式
知识点1 焓变 反应热
1．化学反应中的能量变化
(1)化学反应中的两大变化：物质变化和能量变化。
(2)化学反应中的两大守恒：质量守恒和能量守恒。
(3)化学反应中的能量转化形式：热能、光能、电能等。通常主要表现为热量的变化。
2．体系和环境
(1)体系：反应物及发生的反应看作一个反应体系。
(2)环境：盛反应物的仪器及周围的空气等看作环境。
3．焓变、反应热
(1)焓(H)：用于描述物质所具有能量的物理量。
(2)焓变(ΔH)：ΔH＝H(生成物)－H(反应物)，单位kJ·ml－1。
(3)反应热：指当化学反应在一定压强下进行时，反应所放出或吸收的热量。通常用符号Q表示，单位kJ·ml－1。
(4)焓变与反应热的关系：对于恒压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能，则有：ΔH＝Qp。
4．吸热反应与放热反应
(1)从能量高低角度理解

放热反应：反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量；
吸热反应：反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量。
(2)从化学键角度理解
放热反应：生成物分子成键时释放出的总能量大于反应物分子断键时吸收的总能量；
吸热反应：生成物分子成键时释放出的总能量小于反应物分子断键时吸收的总能量。
(3)常见的放热反应和吸热反应
5．活化能与焓变的关系
a．催化剂能降低反应的活化能，但不影响焓变的大小及平衡转化率。
b．在无催化剂的情况，E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能，ΔH＝E1－E2，活化能大小影响反应速率。
c．起点、终点能量高低判断反应的ΔH，并且物质的能量越低，物质越稳定。
得分速记
(1)焓是与内能有关的相对比较抽象的一个物理量，焓变的值只与始末状态有关而与过程无关。
(2)物质的焓越小，具有的能量越低，稳定性越强。
(3)物质的物理变化过程中，也会有能量的变化，不属于吸热反应或放热反应；
(4)化学反应是放热还是吸热与反应发生的条件没有必然联系。如吸热反应NH4Cl晶体与Ba(OH)2·8H2O晶体在常温常压下即可进行，而很多放热反应需要在加热的条件下引发才能进行，如铝热反应。
知识点2 热化学方程式
1．热化学方程式
(1)概念：表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。
(2)意义：不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。
例如：H2(g)＋eq \f(1,2)O2(g)===H2O(l) ΔH＝－285.8 kJ·ml－1，表示在25 ℃和1.01×105 Pa下，1 ml H2(g)和eq \f(1,2) ml O2(g)反应生成1 ml液态水时放出285.8 kJ的热量。
2．热化学方程式的书写
(1)写出化学方程式并注明各物质的聚集状态。
热化学方程式的化学计量数表示的是物质的量，可以是整数或分数。
物质的聚集状态：固态用“s”，液态用“l”，气体用“g”，溶液用“aq”。
(2)注明反应时的温度和压强。常用的ΔH的数据，一般都是25 ℃和101 kPa时的数据，可以不特别注明。
(3)用ΔH表示化学反应热，ΔH必须与化学方程式一一对应，注意“＋”“－”和单位kJ·ml－1。
(4)ΔH的单位中“ml－1”的含义
对一个化学反应，ΔH的单位中“ml－1”不是指每摩尔具体物质，而是指“每摩尔反应”。
得分速记
(1)热化学方程式与化学(离子)方程式的3个不同点
①热化学方程式一般不注明反应条件；
②热化学方程式不标“↑”“↓”，但必须用s、l、g、aq等标出物质的聚集状态；
③热化学方程式的化学计量数只表示物质的量，其ΔH必须与化学方程式及物质的聚集状态相对应。
(2)ΔH应包括“＋”或“－”、数值和单位(kJ·ml－1)。
(3)可逆反应的ΔH表示完全反应的热量变化，与反应是否可逆无关。如N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) ΔH＝－92.4 kJ·ml－1，表示在101 kPa、25 ℃时，1 ml N2(g)和3 ml H2(g)完全反应生成2 ml NH3(g)时放出92.4 kJ热量。但实际上1 ml N2(g)和3 ml H2(g)充分反应，不可能生成2 ml NH3(g)，故实际反应放出的热量小于92.4 kJ。正、逆反应的ΔH的绝对值相等，符号相反。
(4)同素异形体之间转化的热化学方程式(如金刚石和石墨)除了要注明物质的聚集状态之外，还要注明物质的名称。
考向1 化学反应中的能量变化
例1 H2O2分解反应过程能量变化如图所示：
(1)该反应是_______(填“吸热”或“放热”)反应，2H2O2(l)===2H2O(l)＋O2(g) ΔH＝________________。
(2)使用MnO2催化剂，E3将 降低 (填“升高”“降低”或“不变”)。
答案 (1)放热 2(E1－E2)kJ·ml－1 (2)降低
解析 根据图示可知，该反应是放热反应；根据图中数据，2H2O2(l)===2H2O(l)＋O2(g) ΔH＝2(E1－E2)kJ·ml－1；使用催化剂，能降低反应的活化能。
思维建模 化学反应中的能量变化关系
(1)焓变与反应中物质能量变化的关系
①焓变与能量变化的关系：ΔH＝E(生成物的总能量)－E(反应物的总能量)；
②焓变与活化能(Ea)的关系：ΔH＝Ea(正反应)－Ea(逆反应)。
(2)焓变与物质总键能的关系
焓变：ΔH＝∑E(反应物的总键能)－∑E(生成物的总键能)
【变式训练1·变题型】化学反应①AB和②BC的能量变化如图所示。下列有关该反应的叙述错误的是( )
A．反应①的焓变ΔH1>0
B．反应②在升高温度时，平衡向正反应方向移动
C．反应②的活化能小于反应①的活化能
D．总反应AC的焓变ΔH3>0
答案 B
解析 反应①中，反应物总能量小于生成物总能量，为吸热反应，则其焓变ΔH1>0，A正确；反应②是放热反应，升高温度时，平衡向逆反应方向移动，B错误；由题图可知，反应②的活化能明显小于反应①，C正确；总反应AC的反应物总能量小于生成物总能量，该反应为吸热反应，则其焓变ΔH3>0，D正确。
【变式训练2·变载体】【化学反应过程+化学反应的能量变化】CO2的转化一直是世界范围内的研究热点。利用两种金属催化剂，在水溶液体系中将CO2分别转化为CO和HCOOH的反应过程示意图如图所示，下列说法正确的是( )
A．在转化为CO的路径中，只涉及碳氧键的断裂和氧氢键的形成
B．在转化为HCOOH的路径中，CO2被氧化为HCOOH
C．两个转化路径均有非极性键的形成
D．上述反应过程说明催化剂具有选择性
答案 D
解析 由图看出路径中有碳氧键的断裂、氧氢键的形成和碳氧三键的形成，A错误；HCOOH的C元素化合价为＋2，CO2为＋4，化合价降低，CO2被还原为HCOOH，B错误；根据转化示意图可知，两个转化路径中，不存在非极性键的形成，C错误；由该示意图可知CO2在两种金属催化剂作用下生成两种不同产物，即催化剂具有选择性，D正确。
考向2 反应热的计算
例2 已知共价键的键能与热化学方程式信息如下表：
则2O(g)===O2(g)的ΔH为( )
A．428 kJ·ml－1 B．－428 kJ·ml－1
C．498 kJ·ml－1 D．－498 kJ·ml－1
答案 D
解析 反应2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)的ΔH＝2E(H—H)＋E(O===O)－4E(H—O)＝－482 kJ·ml－1，又知E(H—H)＝436 kJ·ml－1，E(H—O)＝463 kJ·ml－1，则有2×436 kJ·ml－1＋E(O===O)－4×463 kJ·ml－1＝－482 kJ·ml－1，解得E(O===O)＝498 kJ·ml－1。结合键能的含义，2O(g)===O2(g)过程形成O===O，放出热量，则2O(g)===O2(g)的ΔH＝－498 kJ·ml－1。
思维建模 反应焓变的计算方法
(1)计算方法
ΔH＝生成物的总能量－反应物的总能量
ΔH＝反应物的总键能－生成物的总键能
(2)利用键能计算反应焓变
利用键能计算反应热的关键，是弄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。
【变式训练1·变载体】用Cl2生产某些含氯有机物时会产生副产物HCl，利用反应a可实现氯的循环利用。
反应a：4HCl(g)＋O2(g)===2Cl2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－115.6 kJ·ml－1
已知：ⅰ.
ⅱ.H2O(g)===H2O(l) ΔH＝－44 kJ·ml－1
下列说法不正确的是( )
A．反应a中反应物的总能量高于生成物的总能量
B．反应a中涉及极性键、非极性键的断裂和形成
C．4HCl(g)＋O2(g)===2Cl2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－159.6 kJ·ml－1
D．断开1 ml H—O与断开1 ml H—Cl所需能量相差约为31.9 kJ
答案 C
解析 反应a的焓变为负值，则反应a为放热反应，所以反应a中反应物的总能量高于生成物的总能量，A项正确；①4HCl(g)＋O2===2Cl2(g)＋2H2O(g) ΔH1＝－115.6 kJ/ml，②H2O(g)===H2O(l) ΔH2＝－44 kJ/ml，根据盖斯定律由①＋②×2得4HCl(g)＋O2(g)===2Cl2(g)＋2H2O(l)的ΔH3＝－203.6 kJ/ml，C项错误；根据反应热＝反应物总键能－生成物总键能得，4×E(H—Cl)＋498 kJ/ml－[2×243 kJ/ml＋4×E(H—O)]＝－115.6 kJ/ml，得到4×E(H—O)－4×E(H—Cl)＝(498－486＋115.6)kJ/ml＝127.6 kJ/ml，E(H—O)－E(H—Cl)＝31.9 kJ/ml，D项正确。
【变式训练2·变考法】氢气是一种清洁能源，下图是H2和O2反应生成H2O的能量变化示意图，由图可知下列说法中正确的是( )
A．2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－571.6 kJ·ml－1
B．生成2 ml H2O(g)需要吸收483.6 kJ的能量
C．H2和O2具有的总能量比H2O所具有的总能量高
D．H2O(g)―→H2O(l)，断键吸收的能量小于成键释放的能量
答案 A
[解析 由图示知，反应物的总能量比生成物的总能量高，为放热反应，A项正确；由图示知，生成2 ml H2O(g)需要放出483.6 kJ的能量，B项错误；由图示知，2 ml H2和1 ml O2具有的总能量比2 ml H2O所具有的总能量高，C项错误；H2O(g)―→H2O(l)过程中需要放出热量，属于物理变化，只是状态改变，没有化学键断裂，D项错误。
考向3 热化学方程式的书写
例3 依据事实写出下列反应的热化学方程式：
(1)1 g碳与适量水蒸气反应生成CO和H2，需要吸收10.94 kJ热量，此反应的热化学方程式为
_______________________________________________________________。
(2)已知2.0 g燃料肼(N2H4)气体完全燃烧生成N2和水蒸气时，放出33.4 kJ的热量，则表示肼燃烧的热化学方程式为______________________________________________________。
(3)2 ml Al(s)与适量O2(g)反应生成Al2O3(s)，放出1 669.8 kJ的热量。此反应的热化学方程式为
_______________________________________________________________。
(4)硅粉与HCl在300 ℃时反应生成1ml SiHCl3气体和H2，放出225 kJ热量，该反应的热化学方程式为______________________________________________________。
(5)在1 100 ℃下用镓与氨气制得氮化镓，该可逆反应每生成1 g H2放出5.15 kJ热量。该反应的热化学方程式是______________________________________________________。(已知金属镓的熔点是29.8 ℃，沸点是2 403 ℃；氮化镓的熔点为1 700 ℃)。
答案 (1) C(s)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g) ΔH＝＋131.28 kJ·ml－1
(2)N2H4(g)＋O2(g)===N2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－534.4 kJ·ml－1
(3)4Al(s)＋3O2(g)===2Al2O3(s) ΔH＝－3 339.6 kJ·ml－1
(4)Si(s)＋3HCl(g)eq \(=====,\s\up7(300 ℃))SiHCl3(g)＋H2(g) ΔH＝－225 kJ·ml－1
(5)2Ga(l)＋2NH3(g)===2GaN(s)＋3H2(g) ΔH＝－30.9 kJ·ml－1
解析 (1)1 geq \b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\c1(\f(1,12) ml))碳与适量水蒸气反应生成CO和H2，需吸收10.94 kJ热量，则碳与水蒸气反应的热化学方程式为C(s)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g) ΔH＝＋131.28 kJ·ml－1。
(2)2.0 geq \b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\c1(\f(1,16) ml))肼气体在氧气中完全燃烧生成氮气和水蒸气时放出33.4 kJ热量，则表示肼燃烧的热化学方程式为N2H4(g)＋O2(g)===N2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－534.4 kJ·ml－1。
(3)2 ml Al(s)与适量O2(g)反应生成Al2O3(s)，放出1 669.8 kJ的热量，则此反应的热化学方程式为4Al(s)＋3O2(g)===2Al2O3(s) ΔH＝－1 669.8 kJ·ml－1×2＝－3 339.6 kJ·ml－1。
(4)根据题干知，反应的热化学方程式为Si(s)＋3HCl(g)eq \(=====,\s\up7(300 ℃))SiHCl3(g)＋H2(g) ΔH＝－225 kJ·ml－1。
(5)镓与氨气在1 100 ℃下反应生成氮化镓和氢气，反应的方程式为2Ga(l)＋2NH3(g)2GaN(s)＋3H2(g)，每生成1 g H2放出5.15 kJ热量，故生成3 ml H2放出30.9 kJ热量，该反应的热化学方程式为2Ga(l)＋2NH3(g)===2GaN(s)＋3H2(g) ΔH＝－30.9 kJ·ml－1。
思维建模 热化学方程式的书写正误判断
【变式训练1·变考法】硫酸工业中的钒催化剂参与反应的相对能量变化如图所示，下列热化学方程式错误的是( )
A．V2O4(s)＋SO3(g)V2O5(s)＋SO2(g) ΔH＝－24 kJ·ml－1
B．2VOSO4(s) V2O4(s)＋2SO3(g) ΔH＝＋200 kJ·ml－1
C．2V2O5(s)＋2SO2(g) 2VOSO4(s)＋V2O4(s) ΔH＝－352 kJ·ml－1
D．V2O5(s)＋SO2(g)＋SO3(g) 2VOSO4(s) ΔH＝－376 kJ·ml－1
答案 B
解析 由反应物总能量高于生成物总能量可知，为放热反应，则V2O4(s)＋SO3(g) V2O5(s)＋SO2(g) ΔH＝－24 kJ·ml－1，A项正确；途径②的ΔH＝＋[24－(－176)]kJ·ml－1＝＋200 kJ·ml－1,2VOSO4(s) V2O4(s)＋2SO3(g) ΔH＝＋400 kJ·ml－1，B项错误；途径①的反应物总能量大于生成物总能量，为放热反应，2 ml V2O5反应放出能量为2×176＝352 kJ，则2V2O5(s)＋2SO2(g) 2VOSO4(s)＋V2O4(s) ΔH＝－352 kJ·ml－1，C项正确；根据盖斯定律，由反应V2O4(s)＋SO3(g) V2O5(s)＋SO2(g) ΔH＝－24 kJ·ml－1加上2VOSO4(s) V2O4(s)＋2SO3(g) ΔH＝＋400 kJ·ml－1可得2VOSO4(s) V2O5(s)＋SO2(g)＋SO3(g) ΔH＝＋376 kJ·ml－1，则V2O5(s)＋SO2(g)＋SO3(g) 2VOSO4(s) ΔH＝－376 kJ·ml－1，D项正确。
【变式训练2·变载体】 反应2C(s)＋O2(g)===2CO(g)的能量变化如图所示，下列说法正确的是( )
A．12 g C(s)与一定量O2(g)反应生成14 g CO(g)放出的热量为110.5 kJ
B．该反应的热化学方程式为2C(s)＋O2(g)===2CO(g) ΔH＝－221 kJ·ml－1
C．由图可得，C(s)的燃烧热为110.5 kJ·ml－1
D．该反应的反应热等于CO分子中化学键形成时所释放的总能量与O2分子中化学键断裂时所吸收的总能量的差
答案 B
解析 由题图可知，生成1 ml CO(g)放出热量为110.5 kJ，则生成14 g CO(g)(即0.5 ml)放出的热量为110.5 kJ·ml－1×0.5 ml＝55.25 kJ，A错误；生成1 ml CO(g)放出热量为110.5 kJ，则反应2C(s)＋O2(g)===2CO(g)的ΔH＝－110.5 kJ·ml－1×2＝－221 kJ·ml－1，B正确；题图中是C(s)燃烧生成CO(g)，不能据此确定C(s)的燃烧热，C错误；根据反应热与键能的关系，该反应的反应热等于CO分子中化学键形成时所释放的总能量与O2分子和C(s)中化学键断裂时所吸收的总能量的差，D错误。

考点二 燃烧热 中和反应反应热的测定
知识点1 燃烧热
1．燃烧热
(1)概念：在101 kPa时，1 ml纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。
单位：kJ·ml－1，通常利用量热计由实验测得。
(2)意义：
甲烷的燃烧热为890.3 kJ·ml－1，或ΔH＝－890.3 kJ·ml－1，它表示25 ℃、101 kPa时，1 ml甲烷完全燃烧生成1 ml CO2(g)和2 ml H2O(l)时放出890.3 kJ的热量。
2．燃烧热的热化学方程式
书写燃烧热的热化学方程式时，以燃烧1 ml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·ml－1
得分速记 对燃烧热的理解
知识点2 中和反应反应热的测定
1．测定原理
ΔH＝－ eq \f(（m酸＋m碱）·c·（t终－t始）,n)
c＝4.18 J·g－1·℃－1＝4.18×10－3 kJ·g－1·℃－1；n为生成H2O的物质的量。稀溶液的密度用1 g·mL－1进行计算。
2．实验装置
仪器各部分的作用
①搅拌器或环形玻璃搅拌棒的作用是使反应物混合均匀，充分接触。
②保温层的作用是减少热量的散失。
③温度计的作用是测定反应前后反应体系的温度。
3．注意事项
①隔热层及杯盖的作用是保温、隔热，减少热量损失。
②温度计测量完盐酸温度后，要用水把温度计上的酸冲洗干净，擦干备用。
③为保证酸、碱完全中和，常采用碱稍稍过量(0.50 ml·L－1盐酸、0.55 ml·L－1 NaOH溶液等体积混合)。
④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。
得分速记
(1)大量的实验测得，25 ℃和101 kPa下，强酸和强碱稀溶液发生中和反应生成1 ml水时，放出57.3 kJ的热量。测得的数据小于57.3，分析产生误差的可能原因有：
①量热计保温效果不好；
②溶液混合时速度不够快；
③反应不充分；
④测量盐酸后温度计没有洗净就测量NaOH溶液的温度。
(2)中和反应反应热是指酸与碱发生中和反应生成1 ml H2O时的反应热，其数值与反应物的量的多少无关。
(3)若用NaOH固体或NaOH浓溶液代替NaOH溶液，NaOH固体溶于水（NaOH溶液稀释）时放热，使测得的反应热的数值偏大。
(4)用浓硫酸代替盐酸，浓硫酸溶于水时放热，使所测反应热的数值偏大；用醋酸代替盐酸，弱酸、弱碱电离时吸热，使所测反应热的数值偏小；若用稀硫酸和稀Ba(OH)2溶液测定反应热，生成BaSO4沉淀时还会放出一部分热量，使所测反应热的数值偏大。
知识点3 能源的综合利用
1．能源的分类
2．解决能源问题的措施
(1)提高能源的利用效率：
a．改善开采、运输、加工等各个环节；
b．科学控制燃烧反应，使燃料充分燃烧。
(2)开发新能源：开发资源丰富、可以再生、没有污染或污染很小的新能源。
考向1 燃烧热、中和反应反应热概念的理解及应用
例1化学反应中的能量变化，通常主要表现为热量的变化。下列相关表述正确的是( )
A．一定条件下，将0.5 ml H2和0.5 ml I2(g)置于密闭容器中充分反应生成HI放热a kJ，其热化学方程式为H2(g)＋I2(g)2HI(g) ΔH＝－2a kJ·ml－1
B．在101 kPa时，2 g H2完全燃烧生成液态水，放出285.8 kJ热量，表示氢气燃烧热的热化学方程式为H2(g)＋eq \f(1,2)O2(g)===H2O(l) ΔH＝－285.8 kJ·ml－1
C．S(g)＋O2(g)===SO2(g) ΔH1 S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH2 ΔH1>ΔH2
D．HCl和NaOH反应的中和反应反应热ΔH＝－57.3 kJ·ml－1，则0.5 ml H2SO4和足量Ba(OH)2溶液反应的ΔH＝－57.3 kJ·ml－1
答案 B
解析 H2(g)＋I2(g)2HI(g)为可逆反应，生成1 ml HI(g)时放热大于a kJ，故热化学方程式为I2(g)＋H2(g)2HI(g) ΔH－57.3 kJ·ml－1
D．液态水变为水蒸气过程中需要克服分子间作用力
答案 A
解析 若反应②中CH3OH变为气态，则反应物总能量增加，则同样条件下燃烧，放出热量多，即反应热ΔH－57.3 kJ·ml－1，故C正确；液态水变为水蒸气过程中分子间距发生变化，需要克服分子间作用力，故D正确。
考向2 中和反应反应热的测量
例2 已知：反应HCl(aq)＋NaOH(aq)===NaCl(aq)＋H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ·ml－1。现分别取50 mL 0.50 ml·L－1醋酸溶液与50 mL 0.55 ml·L－1 NaOH溶液进行反应，用如图实验装置测定该反应的反应热ΔH，下列说法错误的是( )
A．小烧杯和大烧杯的杯口应相平
B．使用玻璃搅拌器是为了使反应更充分
C．为了让反应充分进行，NaOH分三次倒入
D．该实验测得的反应热ΔH>－57.3 kJ·ml－1
答案 C
解析 两烧杯的杯口应该平齐，便于塑料板密封防止热量散失，A项正确；使用玻璃搅拌器搅拌使物质充分混合反应更充分，B项正确；为了防止热量散失，应快速将NaOH倒入且一次性倒入，C项错误；醋酸电离吸热，所以消耗一部分能量，ΔH>－57.3 kJ·ml－1，D项正确。
思维建模 反应热的测量实验要点
(1)使用隔热层（碎泡沫塑料或纸条）及杯盖——减少热量损失。
(2)量取反应物，测反应前温度——要用NaOH稀溶液、稀盐酸。
(3)混合反应物，测反应后温度——测反应后混合液的最高温度。
(4)重复实验2~3次，减小系统误差。
【变式训练1·变考法】 将a mL 0.1 ml·L－1 HCl溶液和b mL未知浓度的NaOH溶液混合均匀后，测量并记录溶液温度，实验结果如图(实验中始终保持a＋b＝50 mL)。下列叙述正确的是( )
A．做该实验时，环境温度为22 ℃
B．该实验表明化学能可能转化为热能
C．NaOH溶液的浓度约为0.1 ml·L－1
D．该实验表明有水生成的反应都是放热反应
答案 B
解析 从图示观察22 ℃为加入盐酸体积为5 mL时的温度，不是起始温度，A项错误；由图示可以看出该反应过程放出热量，表明化学能可能转化为热能，B项正确；恰好反应时参加反应的盐酸体积为30 mL，则碱的体积为20 mL，c(NaOH)＝eq \f(0.03 L×0.1 ml·L－1,0.02 L)＝0.15 ml·L－1，C项错误；此实验只能表明该反应为放热反应，其他有水生成的反应不一定为放热反应，D项错误。
【变式训练2·变考法】在测定中和反应反应热的实验中，下列说法正确的是( )
A．使用环形玻璃搅拌棒是为了使酸碱充分反应，减小实验误差
B．为了准确测定反应混合溶液的温度，实验中温度计水银球应与小烧杯底部接触
C．用0.5 ml·L－1 NaOH溶液分别与0.5 ml·L－1的盐酸、醋酸溶液反应，如所取的溶液体积相等，则测得的中和热数值相同
D．测定中和反应反应热实验中需要使用的仪器有天平、量筒、烧杯、滴定管、温度计、环形玻璃搅拌棒
答案 A
解析 使用环形玻璃搅拌棒是为了使酸碱充分反应，能加快反应速率，减小实验误差，故A正确；温度计测烧杯内混合溶液的温度，水银球不能接触烧杯底部，故B错误；用0.5 ml·L－1 NaOH溶液分别与0.5 ml·L－1的盐酸、醋酸溶液反应，如所取的溶液体积相等，醋酸是弱酸，电离吸热，测出的中和热数值偏小，故C错误；中和热测定用不到天平，故D错误。

考点三 盖斯定律 反应热的计算
知识点1 盖斯定律
1．盖斯定律的内容
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，这就是盖斯定律。
2．盖斯定律的理解
盖斯定律表明，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，而与反应进行的途径无关。
则有：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5
3．盖斯定律的应用
根据盖斯定律，可以利用已知反应的反应热来计算未知反应的反应热。
即：若一个化学方程式可由n个化学方程式相加减而得到，则该化学反应的焓变即为这n个化学反应焓变的代数和。
知识点2 反应热的计算和比较
1．应用盖斯定律计算ΔH的方法
根据如下两个反应：
Ⅰ.C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1＝－393.5 kJ·ml－1
Ⅱ.CO(g)＋eq \f(1,2)O2(g)===CO2(g) ΔH2＝－283.0 kJ·ml－1
选用两种方法，计算出C(s)＋eq \f(1,2)O2(g)===CO(g)的反应热ΔH3。
(1)虚拟路径法
反应C(s)＋O2(g)===CO2(g)的途径可设计如图：
ΔH1＝ΔH3＋ΔH2，则ΔH3＝－110.5 kJ·ml－1。
(2)加合法
依据目标方程式中各物质的位置和化学计量数，调整已知方程式，最终加合成目标方程式，ΔH同时作出相应的调整和运算。
①写出目标反应的热化学方程式，确定各物质在各反应中的位置：C(s)＋eq \f(1,2)O2(g)===CO(g) ΔH3；
②将已知热化学方程式Ⅰ－Ⅱ，可得目标热化学方程式：C(s)＋eq \f(1,2)O2(g)===CO(g) ΔH3＝ΔH1－ΔH2，则ΔH3＝－110.5 kJ·ml－1。
2．反应热大小的比较
(1)根据反应物的量的大小关系比较反应焓变大小
①H2(g)＋eq \f(1,2)O2(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，反应①和②都是放热反应，故ΔH1>ΔH2。
(2)根据反应进行的程度大小比较反应焓变的大小
③C(s)＋eq \f(1,2)O2(g)===CO(g) ΔH3
④C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH4
反应④中，C完全燃烧，放热更多，反应③和④都是放热反应，故ΔH3>ΔH4。
(3)根据反应物或生成物的状态比较反应焓变的大小
物质的气、液、固三态变化时的能量变化如下：
⑤S(g)＋O2(g)===SO2(g) ΔH5
⑥S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH6
由于S(g)的能量大于S(s)的能量，故反应⑤放热更多，故ΔH5