自学01 反应热-【刷透假期】高一化学暑假作业自测+预习自学（人教版2019）

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自学01 反应热
自学目录：
【核心素养分析】
【知识导图】
【目标导航】
【自学内容】
【自学检测】
【核心素养分析】
1.变化观念与平衡思想：认识化学变化的本质是有新物质生成，并伴有能量的转化；能多角度、动态地分析热化学方程式，运用热化学反应原理解决实际问题。
2．证据推理与模型认知：通过分析、推理等方法认识研究反应热的本质，建立计算反应焓变模型。
3．科学态度与社会责任：能分析、评价生产和生活实际中的能量转化现象，并能从能源利用率、环境保护等角度综合考虑，提出利用化学变化实现能量储存和释放的有实用价值的建议。
【知识导图】
【目标导航】
从考查题型和内容上看，本专题在高考命题中以选择题和非选择题的形式呈现，考查内容主要有以下两个方面：(1)反应热的概念及计算；(2)热化学方程式的书写与正误判断；从命题思路上看，侧重结合能量变化图像、化学反应历程和燃烧热等，考查反应中的能量变化、反应热的比较。
【自学内容】
一、反应热、焓变
1、体系与环境
（1）体系：被研究的物质系统，称为体系，又称系统。
（2）环境：与体系相互 的其他部分，称为环境。
以研究盐酸和氢氧化钠溶液之间的反应为例：
体系： 溶液及 等看作一个反应体系；
环境：盛溶液的的 和溶液之外的 。
2、体系与环境的热量交换——反应热
环境
体系
（1）热量：因温度不同而在体系与环境之间 的能量。
eq \(←――――――→,\s\up7( 温度不同,存在热量交换))
（2）反应热：在 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。
【深刻理解】反应热概念中的“等温条件”是指化学反应发生后，使反应后体系的温度恢复到反应前体系的温度，即反应前后体系的温度 。
3、反应热测定
（1）实验装置
①装置名称： 。
②各部分仪器的作用：
a．玻璃搅拌器的作用是 。
b．隔热层的作用是 。
c．温度计的作用是 。
（2）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。
计算公式：ΔH＝-cmΔt＝－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。
【特别提醒】①中和热的测量中碱稍过量的原因是保证酸能完全反应，计算时应以不足的酸作为计算标准。
②实验中使用的酸和碱不能是浓酸或浓碱，若用浓酸或浓碱，由于稀释过程中放出热量，会使测得的中和热数值偏高。
（3）实验步骤
①绝热装置组装
②量取一定体积酸、碱稀溶液：量取50 mL 0.50 ml·L－1盐酸、50 mL 0.55 ml·L－1氢氧化钠溶液
③测反应前酸碱液温度：测量混合前50 mL 0.50 ml·L－1盐酸、50 mL 0.55 ml·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。
④混合酸碱液测反应时最高温度：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 温度，记录为终止温度t2。
⑤重复2～3次实验：记录每次的实验数据，取其 作为计算依据。
⑥求平均温度差(t终－t始)
⑦计算中和热ΔH。
【特别说明】❶为了保证盐酸完全被中和，采用稍过量的NaOH溶液；❷测量完盐酸的温度后，温度计应冲洗干净并擦干；❸酸碱溶液一次迅速混合。
（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，则反应放出的热量Q＝cmΔt＝c·[m(盐酸)＋m(NaOH溶液)]·(t2－t1)＝4.18 J·g－1·℃－1×(50 g＋50 g)× EQ \f(3.4＋3.3＋3.5,2)℃≈1 421 J≈1.42 kJ。
那么生成1 ml H2O放出的热量为 EQ \f(Q,m(H2O))＝ EQ \f(1.42 kJ,0.025 ml)＝56.8 kJ。
（5）误差分析
若实验时有热量损失，所测中和热偏小，ΔH偏大。求算出的中和热是否接近 kJ·ml－1，取决于溶液的浓度、溶液的体积及温度的变化。引起中和热测定有较大误差的因素主要有：①溶液浓度不准确；②溶液量取不准确；③隔热较差；④室温太低；⑤温度未读取到最高点等。
【特别提醒】中和热测定实验的注意事项
①隔热关。如量热计保温层内隔热填充材料要填满，故泡沫塑料板和碎泡沫塑料(或纸条)的作用是保温；盖板上的两孔只需要正好使温度计和环形玻璃棒通过即可；倒入NaOH溶液要迅速，尽可能减少实验过程中的热量损失。中和热测定实验时用环形玻璃搅拌棒搅拌溶液的方法是上下搅动，不能用金属丝搅拌棒代替环形玻璃搅拌棒的理由是金属传热快，热量损失大。
②准确关。如配制溶液的浓度要准确；NaOH溶液要新制；量取溶液体积时读数要准确；对温度计的读数要读到最高点。为保证酸完全中和，采取的措施是若采用的酸、碱浓度相等，可采用碱体积稍过量。
③中和热是强酸强碱的稀溶液生成1 ml H2O放出的热量，为57.3 kJ，弱酸弱碱电离时吸热，生成1 ml H2O时放出的热量小于57.3 kJ。若用浓硫酸发生中和反应生成1 ml H2O时放出的热量大于57.3 kJ。
④计算时应注意单位的统一，且要注意数据的取舍，无效数据要舍去。
【问题与讨论】（中和反应热的测定）p6参考答案：
（1）量热计用双层杯，中间为隔热层，减少因热传递而损耗的热量，加盖杯盖，减少因热对流而损耗的热量。
（2）氢氧化钠溶液过量确保盐酸反应完全，搅拌使反应充分，且反应后体系吸收的热量均匀。
（3）三次测量、计算，求平均值。
4.焓与焓变的含义
1)相关概念及其关系
2)焓变和反应热的关系
二、化学反应过程中的能量变化
1．化学反应过程中能量变化的表现形式
化学反应过程中，不仅有物质的变化，还有能量的变化。这种能量的变化常以 、 、 等形式表现出来。
2、化学反应中的能量变化
= 1 \* GB2 ⑴从键能的角度分析化学反应中能量的变化（微观角度）
化学键 和 时的能量变化是化学反应中能量变化的主要原因。
以1 ml H2与1 ml Cl2反应生成2 ml HCl时放出184.6 kJ的热量为例，从微观角度解释化学反应过程中的能量变化。填写下表中的空白。
H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)的能量变化示意图
显然，分析结果与实验测得的该反应的反应热184.6kJ·ml－1很接近(一般用实验数据来表示反应热)。
【拓展延伸】键能：形成(或拆开)1ml化学键时释放(或吸收)的能量，单位：kJ/ml。
在25℃和101kPa的条件下，1mlH2中含有 ml H—H键，使1mlH2变为2mlH原子断开
了 ml H—H键，需要 436KJ热量；由2mlH原子生成1mlH2，有 ml H—H键生成，生成过程中向外界 436KJ热量。
通过分析数据可以发现：形成1mlH—H键释放的能量与断开1mlH—H键吸收的能量 ，这个能量就是H—H键的键能，即H2的键能为436 kJ/ml。
【归纳小结】（1）化学反应过程中能量变化的微观本质是：化学键的断链和形成时的能量差别是化学反应伴随能量变化的本质原因。
由键能求焓变的公式：ΔH=E（反应物的总键能）- E（产物的总键能）
（2）ΔH的正负和吸放热反应的关系
= 1 \* GB3 ①放热反应：反应完成时，生成生成物释放的总能量大于反应物吸收的总能量。由于反应后放出热量(释放给环境)而使反应体系的能量降低，故ΔH＜0或ΔH为“－”。
= 2 \* GB3 ②吸热反应：反应完成时，生成物释放的总能量小于反应物吸收的总能量。由于反应后吸收环境热量而使反应体系的能量升高，故ΔH＞0或ΔH为“＋”。
（2）从物质所具有的能量角度分析化学反应中能量的变化（宏观角度）
= 1 \* GB3 ①如果反应物所具有的总能量 生成物所具有的总能量，那么由反应物转化成生成物时能量主要转变成热量形式放出，这是放热反应。反之，如果反应物所具有的总能量 生成物所具有的总能量，反应物就需要吸收热量才能转化为生成物，这是吸热反应。（如下图）
放热反应 吸热反应
= 2 \* GB3 ②由物质的能量求焓变的公式：
ΔH= E（ 的总能量）- E（ 的总能量）
③图解反应热与活化能的关系

A.在无催化剂的情况下，E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能，ΔH＝E1－E2。
B.催化剂能降低反应所需活化能，但 影响焓变的大小。
（3）放热反应和吸热反应的比较
【特别提醒】比较ΔH的大小时，要连同“＋”、“－”包含在内，类似于数学上的正负数比较。如果只比较反应放出热量的多少，则只须比较数值大小，与“＋”、“－”无关。
（4）常见的放热反应和吸热反应
1）放热反应：
①可燃物的
②酸碱 反应
③金属与酸的 反应
④物质的缓慢
⑤铝热反应
⑥大多数 反应
⑦由 物质转变为 物质的反应等
2）吸热反应：
①由 物质转变成 物质的反应等。
②盐类的 反应
③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应
④C和H2O(g)、C和CO2的反应
⑤大多数 反应
【特别提醒】正确判断吸、放热反应
①化学反应总体遵循“分吸合放”规律，即大多数分解反应吸热，大多数化合反应放热，且化学反应中吸热反应占少数，所以务必记住常见的吸热反应。
②放热反应或吸热反应必须属于化学变化，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。如醋酸的电离虽然要吸热，但不能称为吸热反应，只能称为吸热过程；同样，水蒸气转变成液态水，也不能称为放热反应。
= 3 \* GB3 ③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。不同化学反应发生的条件不同，有的常温下就可以发生，有的则需要加热，因此往往容易把在加热条件下进行的反应认为是吸热反应，而在常温下进行的反应认为是放热反应，其实两者之间无必然联系，常温下进行的反应可能是放热反应，如中和反应；也可能是吸热反应，如NH4Cl与Ba(OH)2·8H2O的反应。加热条件下进行的反应，可能是吸热反应，如C＋CO2 == 2CO；也可能是放热反应，如C＋O2 == CO2。两者的区别是放热反应撤去热源后仍能进行，吸热反应必须持续加热才能继续进行。由上可见，反应吸热还是放热与反应条件无关，而是由反应物总能量与生成物总能量的高低决定的。
三、热化学方程式
1．概念：表明反应所释放或吸收的 的化学方程式。
2．含义：不仅表示化学反应中的 变化，也表明了化学反应中的 变化；同时表明了物质的“量”与“能量”之间的数量关系。
【深刻理解】
（1）已知25 ℃、101 kPa下，热化学方程式为H2(g)＋Cl2(g)==2HCl(g) ΔH＝－184.6 kJ/ml, 其表示的含义 。
（2）参照（1），写出在25 ℃、101 kPa时，下列情况对应的热化学方程式：
1 ml气态 H2与0.5 ml气态 O2反应生成1 ml气态H2O时，放出的热量是241.8 kJ的热量。
。
3．书写热化学方程式应注意的事项

【资料卡片】ΔH的单位中“ml－1”的含义
ΔH的单位中“ml－1” 并不是 ，而是指“每摩尔反应”。
例如，对于反应：H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g) ΔH＝－184.6 kJ/ml，则 表示“每摩尔反应”，“每摩尔反应”放出 kJ的热量；
对于反应： EQ \f(1,2)H2(g)+ EQ \f(1,2)Cl2(g)= HCl (g) ΔH＝－92.3kJ/ml，则 表示“每摩尔反应”，“每摩尔反应”放出 kJ的热量。因此，ΔH必须与 一一对应。
【理解应用】比较ΔH大小
（1）根据同一反应中反应物或生成物的状态判断
eq \b\lc\ \rc\}(\a\vs4\al\c1(H2(g)＋ EQ \f(1,2)O2(g) = H2O(g) ΔH1,H2(g)＋ EQ \f(1,2)O2 (g)＝H2O(l) ΔH2 )) ΔH2 ΔH1；eq \b\lc\ \rc\}(\a\vs4\al\c1(S(g)＋O2(g)=SO2(g) ΔH1,S(s)＋O2(g)=SO2(g) ΔH2)) ΔH2 ΔH1。
（2）根据反应进行的程度比较
eq \b\lc\ \rc\}(\a\vs4\al\c1(C(s)＋O2(g)=CO2(g) ΔH1,C(s)＋ EQ \f(1,2)O2(g)=CO(g) ΔH2)) ΔH2 ΔH1。
（3）根据化学计量数的数量关系比较
eq \b\lc\ \rc\}(\a\vs4\al\c1(H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) ΔH1, EQ \f(1,2)H2(g)+ EQ \f(1,2)Cl2(g)= HCl (g) ΔH2)) ΔH2 ΔH1。
（4）根据不同的反应类型（吸热反应和放热反应）判断
eq \b\lc\ \rc\}(\a\vs4\al\c1(CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g) ΔH1,CaO(s)＋H2O(l)===Ca(OH)2(s) ΔH2)) ΔH2 ΔH1。
【易错提醒】
（1）ΔH是有符号“＋”“－”的，比较时要区别正负。
（2）在同一反应里，反应物或生成物状态不同时，能量不同：E(g)＞E(l)＞E(s)，可知ΔH亦不相同。
四、燃烧热和中和热
1、燃烧热
1、定义： 时，1ml纯物质完全燃烧生成 时所放出的热量，单位： 。
【深刻理解】燃烧热
（1）条件： ；
（2）可燃物的用量： ；
（3）指定产物：碳元素变为 ，氢元素变为 ，硫元素变为 ，氮元素变为 等。
（4）含义：如H2的燃烧热为285.8KJ/ml含义 。
2、表达方式：
（1）符号表达：物质燃烧一定 热量，用ΔH表示时，一定为 值，如H2的燃烧热ΔH=-285.8KJ/ml；
（2）语言叙述：在用语言叙述时，不带“-”，如H2的燃烧热为285.8KJ/ml。
【易错提醒】由于燃烧热是以1ml纯物质完全燃烧放出的热量来定义的，因此，在书写表示燃烧热的热化学方程式时，可燃物的化学计量数为 。
例如，判断下列表示H2燃烧热的热化学方程式是否正确，在括号内标明“√ “或”×”：
H2(g)＋eq \f(1,2)O2(g)===H2O(l) ΔH＝-285.8 kJ·ml－1 ( )
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝-571.6 kJ·ml－1 ( )
因此，表示燃烧热的热化学方程式有 个（“一”或“无数”，下同），而表示化学反应的热化学方程式有 个。
【特别提醒】关于燃烧热的理解：①燃料1 ml；②完全燃烧；③生成指定产物：C元素→ 、H元素→ 、S元素→ 、N元素→ 、X(卤素)→ ；④燃烧热的数值与化学计量数无关。
2.中和热
（1）概念：在 溶液里，酸与碱发生中和反应生成 ml水时所放出的热量。
（2）单位：kJ·ml－1或kJ/ml
（3）意义：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ·ml－1。它表示 。
（4）表达方式：书写表示中和热的热化学方程式时，以生成1 ml水为标准来配平其余物质的化学计量数，同时反应物是稀的酸、碱溶液。例如：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ·ml－1。
（5）燃烧热和中和热的比较
【特别提醒】(1)中和热是强酸和强碱的稀溶液反应生成1 ml H2O放出的热量为57.3 kJ，弱酸弱碱电离时吸热，生成1 ml H2O时放出的热量 57.3 kJ。浓硫酸稀释时放热，生成1 ml H2O时放出的热量
57.3 kJ。
(2)对于中和热、燃烧热，由于它们反应放热是确定的，所以描述中不带“-”，但其焓变为负值。
(3)当用热化学方程式表示中和热时，生成H2O的物质的量必须是 ml，当用热化学方程式表示燃烧热时，可燃物的物质的量必须为 ml。
【自学检测】
一．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
（1）中和热测定实验中，为保证反应完全，可以使酸或碱适当过量( )
（2）测定中和反应反应热的实验中，混合溶液的温度不再变化时，该温度为终止温度( )
（3）准确测量中和反应反应热的实验过程中，至少需测定温度4次( )
（4）使用玻璃搅拌器是为了使反应物混合均匀，减小实验误差( )
（5）浓硫酸与NaOH溶液反应生成1 ml H2O(l)，放出的热量为57.3 kJ( )
（6）用相同浓度和体积的氨水代替NaOH溶液进行实验，测得的中和热数值会偏大( )
（7）若用含1 ml H2SO4和1 ml Ca(OH)2的稀溶液反应，放出的热量是114.6 kJ( )
（8）所有的化学反应都伴有能量的变化( )
（9）化学反应中的能量变化都表现为热量变化( )
（10）需要加热才能发生的反应一定是吸热反应( )
（11）反应的热效应等于焓变，所以用△H表示反应热( )
（12）同温同压下，1ml H2在光照和点燃条件下与Cl2反应放出的热量不同( )
（13）在一个确定的化学反应关系中，反应物的总焓与生成物的总焓一定不同( )
（14）在一个化学反应中，当反应物总焓大于生成物的总焓时，反应放热， ΔH为负值( )
（15）浓硫酸溶于水，体系的温度升高，该过程属于放热反应( )
（16）CO2与CaO化合是放热反应，则CaCO3分解是吸热反应( )
（17）若一个反应ΔH