新高考化学一轮复习考点精讲精练第34讲 化学反应的热效应 讲义（2份，原卷版+解析版）

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【知识点1】放热反应和吸热反应
1．化学反应的实质
反应物中化学键的断裂和生成物中化学键的形成。既有物质变化，又伴有能量变化，能量的变化通常主要表现为热量的变化，也有光能和电能等。
2．放热反应和吸热反应
（1）化学反应放热和吸热的原因
（2）记忆常见的放热反应和吸热反应
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与Ba(OH)2·8H2O在常温常压下即可进行。
过程(包括物理过程、化学过程)与化学反应的区别，有能量变化的过程不一定是放热反应或吸热反应。如水结成冰放热，但不属于放热反应，稀释浓硫酸、氢氧化钠溶于水等过程虽然放热，但不是化学变化，因此属于放热过程而不是放热反应。同理，铵盐溶于水属于吸热过程。
【例1】下列化学变化中属于吸热反应的是
A．氢氧化钠与盐酸反应B．乙醇燃烧
C．石灰石高温分解D．钠与水反应
【例2】下图是反应的能量变化图。下列说法错误的是
A．的能量为bkJ
B．反应物总能量小于生成物总能量
C．是吸热反应
D．断开和的化学键需要吸收akJ的能量
【例3】已知在微生物的作用下，经过两步反应被氧化成，两步反应的焓变如图所示。下列说法错误的是
A．两步反应均为放热反应
B．一定范围内，温度越高，反应速率越快
C．
D．
【例4】如图(表示活化能)是与生成的部分反应过程中各物质的能量变化关系图，下列说法正确的是
A．题述反应为吸热反应
B．升高温度，均增大，反应速率加快
C．第一步反应的方程式可表示为
D．第一步反应的速率大于第二步反应的速率
【例5】为理解离子化合物溶解过程的能量变化，可设想固体溶于水的过程分两步实现，示意图如下。
下列说法不正确的是
A．固体溶解是吸热过程
B．根据盖斯定律可知：
C．根据各微粒的状态，可判断，
D．溶解过程的能量变化，与固体和溶液中微粒间作用力的强弱有关
【知识点2】热化学方程式
1．概念：表示参与化学反应的物质的物质的量和反应热的关系的化学方程式。例如：2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－571.6 kJ·ml－1，表示25 ℃，101 kPa下，2 ml氢气和1 ml氧气反应生成2 ml液态水时放出571.6 kJ的热量。
2．书写热化学方程式注意事项
（1）注明反应条件：反应热与测定条件(温度、压强等)有关，绝大多数反应是在25 ℃、101 kPa下进行的，可不注明。
（2）注明物质状态：常用s、l、g、aq分别表示固体、液体、气体、溶液。
（3）注意符号、单位：ΔH应包括“＋”或“－”、数值和单位(kJ·ml－1)。
（4）区别于普通方程式：一般不注“↑”“↓”以及“点燃”“加热”等。
（5）注意热化学方程式的化学计量数：热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，可以是整数，也可以是分数。且化学计量数必须与ΔH相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。正、逆反应ΔH的数值相等、符号相反。
如：H2(g)＋eq \f(1,2)O2(g)===H2O(l) ΔH＝－285.8 kJ·ml－1
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－571.6kJ·ml－1
（6）同素异形体转化的热化学方程式除了注明状态外，还要注明名称，如C(s，金刚石)、C(s，石墨)。
3．可逆反应的ΔH表示反应物完全反应的热量变化。
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的热量。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肯定小于92.4 kJ。
【例1】标准状态下，与反应生成和的反应历程如图所示。下列说法正确的是
A．
B．其他条件不变，往反应体系中加入适量可有效提高反应速率
C．其他条件不变，适当升高温度可提高加成产物中的比例
D．历程Ⅰ第一步反应的热化学方程式为
【例2】下列有关反应热的说法正确的是
A．已知S(正交，s)(单斜，s) ，则单斜硫比正交硫稳定
B． ，b不属于碳的燃烧热，
C．的燃烧热是，则反应的反应热
D．25℃、101kPa时， ，则含0.5ml的稀硫酸与足量氢氧化钡溶液反应放出的热量为57.3kJ
【例3】下列关于热化学反应的描述中正确的是
A．稀硫酸和反应的热化学方程式：
B．的燃烧热，则反应的
C．铁粉与硫粉需要加热才能发生反应，则此反应是吸热反应
D．已知 则该反应高温下为自发过程，低温下为非自发过程
【例4】下列热化学方程式正确的是
A．甲烷的标准燃烧热为，则甲烷燃烧的热化学方程式可表示为：
B．下，将和置于密闭容器中充分反应生成，放热，其热化学方程式为：
C．已知在下，燃烧生成水蒸气放出热量，其热化学方程式为：
D．时，强酸与强碱的稀溶液发生中和反应的中和热为，硫酸溶液与氢氧化钡溶液反应的热化学方程式为：
【例5】研究人员提出利用含硫物质的热化学循环实现太阳能的转化与存储，其原理如图所示。
已知：①液态完全分解生成三种气体时吸收热量；
②固态硫完全燃烧放出热量为。下列叙述错误的是
A．上述循环至少涉及四种能量转化方式
B．反应Ⅰ：
C．反应Ⅲ：
D．反应Ⅱ：
【知识点3】燃烧热和中和热的比较
【例1】物质变化的同时常伴随有能量变化。下列有关说法正确的是
A．表示摩尔燃烧焓的热化学方程式：
B．已知，则和的总能量高于的能量
C．已知，则
D．已知，则NaOH溶液与醋酸溶液反应生成放出57.3kJ的热量
【例2】下列依据热化学方程式得到的结论正确的是
A．已知：，则白磷比红磷稳定
B．已知：；，则
C．已知：，则含的稀溶液与浓硫酸完全中和，放出热量
D．已知：，则氢气的燃烧热为
【例3】标准状态下，下列微粒气态时的相对能量如下表：
依据表中数据，下列说法正确的是
A．的燃烧热
B．反应：，正反应的活化能小于逆反应的活化能
C．的键能为
D．常温常压下和混合无明显现象，则反应在该条件下不自发
【例4】已知和可作为燃料电池的燃料，其相关热化学方程式如下：
①
②
③
④
下列说法正确的是
A．反应④中
B．反应③在任何温度下都能自发进行
C．反应②中若生成，则此反应小于
D．反应①中的的数值能表示氢气的燃烧热
【例5】结合以下信息，可知的燃烧热 。



【知识点4】中和热的测定实验
1．中和反应反应热的测定(以稀盐酸与稀NaOH溶液反应为例)
（1）测定原理：通过量热计测得体系在反应前后的温度变化，再利用有关物质的比热容计算反应热。
（2）实验步骤及装置
（3）注意事项
①实验所用的酸和碱溶液应为稀溶液，若用浓溶液或固体，还有溶解热，放出热量增多。
②强酸、强碱发生中和反应时，中和热为一定值，与酸、碱的用量无关，与其中一种过量也无关，但酸和碱放出的热量与其用量有关。若用弱酸代替强酸(或弱碱代替强碱)，由于弱酸或弱碱电离要吸热，则放出热量减小。
③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反应反应热之内。
= 4 \* GB3 \* MERGEFORMAT ④为保证酸完全中和，采取的措施是碱稍过量(0.5 ml·L－1 HCl、0.55 ml·L－1 NaOH溶液等体积混合)。玻璃搅拌器的作用是使反应物充分接触，实验时不能用铜丝搅拌棒代替玻璃搅拌器，因为铜丝导热性好，比用玻璃搅拌器误差大。隔热层的作用是减少热量的损失。
⑤量取酸溶液和碱溶液时，应当分别使用两个量筒量取。使用同一支温度计分别先后测量酸、碱溶液及混合液的最高温度，测完一种溶液后必须用水冲洗干净并用滤纸擦干后再测另一种溶液的温度。
2、中和热测定的误差分析——以50mL 0.50ml·L－1盐酸与50mL 0.55ml·L－1 NaOH反应为例
【例1】下列装置不能达到实验目的的是
A．AB．BC．CD．D
【例2】下列关于实验操作的误差分析不正确的是
A．测定中和反应反应热时，如果将玻璃搅拌器改为铜质的，则测得的偏大
B．用量气法测锌与稀硫酸反应产生的氢气体积时，装置未冷却至室温即读数，则测得的反应速率偏大
C．将计较准好后，把电极插入待测液中来测定氯水的
D．用标准盐酸滴定未知浓度溶液，开始滴定时酸式滴定管尖端处有气泡，滴定终点时气泡消失，则测得的溶液浓度偏小
【例3】为了测定酸碱反应的中和热，计算时至少需要的数据是
①酸溶液的浓度和体积 ②碱溶液的浓度和体积 ③比热容 ④反应后溶液的质量(单位：kg) ⑤生成水的物质的量 ⑥反应前后温度变化 ⑦操作所需的时间
A．①②③⑥B．①③④⑤
C．③④⑤⑥D．全部
【例4】用下列实验装置进行相应的实验，能达到实验目的的是
A．图①装置注射器活塞自动右移，说明Na与反应放热
B．图②装置用于中和热的测定
C．图③装置可制备少量干燥的HCl气体
D．图④装置是制备的简易装置
【例5】下列实验操作或处理方法错误的是
A．在中和反应反应热测定实验中，为了保证盐酸完全被中和，采用稍过量的NaOH溶液
B．在燃烧热测定实验中，必须使用1ml可燃物进行实验
C．在化学反应速率测定实验中，可以用固体物质的质量变化率来衡量反应进行的快慢
D．在沉淀转化实验中，向盛有2 mL0.1ml/LMgCl2溶液的试管中滴加2~4滴2ml/L NaOH溶液，再滴加4滴0.1 ml/LFeCl3溶液，观察现象
【知识点5】盖斯定律、反应热的计算与比较
1．盖斯定律
2．反应热的计算
（1）根据旧键断裂和新键形成过程中的能量差计算焓变
ΔH＝生成物的总能量－反应物的总能量
若反应物旧化学键断裂吸收能量E1，生成物新化学键形成放出能量E2，则反应的ΔH＝E1－E2。
（2）利用键能计算焓变
ΔH＝反应物的总键能－生成物的总键能
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。
（3）根据正、逆反应活化能计算焓变
①ΔH＝正反应活化能－逆反应活化能
②活化能与焓变的关系
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。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。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。
③由反应物A转化为生成物C，需经过两步反应，其反应过程与能量变化如图所示：
（4）利用盖斯定律计算反应热
3．反应热大小的比较
（1）根据化学计量数比较反应焓变大小
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，|ΔH1|