第一章 化学反应的热效应（考点串讲）-2024-2025学年高二化学上学期期中考点大串讲（人教版2019选择性必修1）课件PPT

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热化学方程式的书写与判断
分类：放热反应、　　　吸热反应
体系与环境间的热交换体系内能变化：化学键的断裂与形成符号表征：吸热“＋”，放热“－”
规律：质量守恒、能量守恒
概述：在化学反应过程中放出或吸收的热量，用ΔH表示，　　　单位：kJ·ml－1
发生反应的物质的物质的量物质的键能，物质的状态
依据：①热化学方程式，②盖斯定律，③燃烧热数据类型：①求反应热，②求发生反应的反应物的物质的量
概念：能表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式
①注明各物质的聚集状态②化学计量数可以是整数，也可以是分数③注明温度、压强(25 ℃、101 kPa时可以不注明④标出ΔH的数值、符号和单位
应用：反应热计算的依据
一、化学反应中能量变化的原因
考点01 反应热与焓变
1．从反应物和生成物的总能量相对大小的角度分析，如图所示
当反应物的总能量大于生成物的总能量，该化学反应就会放出能量；当生成物的总能量大于反应物的总能量，该化学反应就会吸收能量。
2．从反应热的量化参数——键能的角度分析
当反应物中化学键的断裂所吸收的能量大于形成生成物中的化学键所释放的能量时，该反应就要吸收能量；反之，该化学反应就会释放能量。
吸收能量 ＞ 释放能量 吸热反应ΔH>0
化学反应的实质：旧的化学键断裂和新的化学键形成过程。
吸收能量 ＜ 释放能量 放热反应ΔH<0
微观角度认识反应热的实质
二、反应热与焓变的比较
二、放热反应与吸热反应
二、反应热、中和热、燃烧热的异同点
1．反应热与燃烧热的比较
2．燃烧热和中和热的比较
1．化学反应过程中一定有能量变化，但不一定都以热能的形式放出，可能还有电能、光能等其他形式。2．吸热反应、放热反应判断“两大”误区：误区一：与反应条件有关。实际上，很多放热反应需要加热或点燃，如木炭燃烧等，而有些吸热反应在常温下即能发生，如Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应。误区二：只要吸热就是吸热反应，只要放热就是放热反应。要清楚吸、放热反应是针对化学反应而言，如水的液化放出热量，但不是放热反应，因该过程为物理变化。
【典例01-1】工业上由CO2和H2合成气态甲醇的热化学方程式为CO2(g)＋3H2(g)=CH3OH(g)＋H2O(g)  ΔH＜0。已知该反应是放热反应。下列表示合成甲醇的反应的能量变化示意图正确的是A． B．C． D．
【典例01-2】下列有关中和热和燃烧热的说法中，正确的是
【演练01】下列说法正确的是
【演练02】理论研究表明，在101kPa和298K下， 异构化反应过程的能量变化如图所示，下列说法中错误的是A．该异构化反应的B．HCN比HNC稳定C．使用催化剂，可以改变反应的反应热D．在该条件下，HCN的总能量低于HNC的总能量
【演练03】一些烷烃的燃烧热如下表：下列表达正确的是A．正戊烷的燃烧热大于B．稳定性：正丁烷>异丁烷C．乙烷燃烧的热化学方程式为D．相同质量的烷烃，碳的质量分数越大，燃烧放出的热量越多
一、热化学方程式的概念与意义
考点02 热化学方程式的书写与判断
能表示实际参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。
H2(g)+I2(g) ====== 2HI(g) △H=－14.9kJ/ml
表示1ml气态H2与1ml气态碘完全反应，生成2ml气态HI时，放出14.9kJ的热量。
1．概念：表明反应所释放或吸收热量的化学方程式。
2．意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。如N2H4(g)+O2(g) =N2(g)+2H2O(g)    ΔH=-534.4 kJ·ml-1
二、热化学方程式的书写
三、热化学方程式的正误判断
一审ΔH的“+”“-”—放热反应ΔH为“-”,吸热反应ΔH为“+”二审单位　—单位一定为“kJ·ml-1”,易错写成“kJ”或漏写三审状态　—物质的聚集状态必须正确,特别是溶液中的反应易写错四审数据对应性　—反应热的数值必须与方程式的化学计量数相对应,即化学计量数与ΔH的绝对值成正比。当反应逆向进行时, 其反应热与正反应的反应热数值相等,符号相反五审是否符合概念—如燃烧热、中和热的热化学方程式
1．ΔH与反应的“可逆性”可逆反应的ΔH表示反应完全时的热量变化，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298 K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小于92.4 kJ。2．书写与判断时要注意①有无漏写反应物或生成物的聚集状态。②有无漏写ΔH的正、负号，漏写单位kJ·ml－1或错写单位。③ΔH后的数值是否与化学计量数不一致。
【演练02】依据事实，写出下列反应的热化学方程式。（1）1 ml N2 (g)与适量H2(g)起反应，生成NH3(g)，放出92.2 kJ热量______。（2）卫星发射时可用肼(N2H4)作燃料，1 ml N2H4(l)在O2(g)中燃烧，生成N2(g)和H2O(l)，放出622 kJ热量 ______。（3）1 ml Cu(s)与适量O2(g)起反应，生成CuO(s)，放出157 kJ热量______ 。（4）1 ml C(s)与适量H2O(g)起反应，生成CO(g)和H2 (g)，吸收131.3 kJ热量______。（5）汽油的重要成分是辛烷(C8H18)，1 ml C8H18 (l)在O2(g)中燃烧，生成CO2(g)和H2O(l)，放出5 518 kJ热量______。
（1）N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) ΔH=-92.2kJ/ml（2）N2H4(l)+O2(g)=N2(g)+2H2O(l) ΔH=-622kJ/ml（3）Cu(s)+ O2(g)=CuO(s) ΔH=-157kJ/ml（4）C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g) ΔH=+131.3kJ/ml（5）C8H18(l)+ O2(g)=8CO2(g)+9H2O(l) ΔH=-5518kJ/ml
考点03 中和热的测定
(1)测量反应物温度(t1 ℃)：用量筒分别量取50 mL 0.50 ml/L盐酸和50 mL 0.55 ml/LNaOH溶液，测量两溶液温度，并取其平均值记为t1 ℃。(2)测量反应后体系温度(t2 ℃)：使盐酸和NaOH溶液迅速在量热计中混合,并用玻璃搅拌器搅拌，记录混合溶液的最高温度为t2 ℃。(3)重复操作2次，取温度差(t2-t1) ℃的平均值作为计算依据。
所用盐酸和NaOH溶液均为稀溶液，近似认为其密度为1 g·cm-3，即盐酸和NaOH溶液的质量均为50 g，反应后生成的溶液的比热容c=4.18 J·g-1·℃-1，生成n(H2O)=0.50 ml/L×0.05 L=0.025 ml，则生成1 ml H2O时放出的热量为
1．为确保实验准确性，必须做到（1）装置保温、隔热：以减少热量的损失，实验中使用了简易量热计。（2）温度测量准确：实验操作时混合溶液时动作要快，以减少热量的损失，并注意以下三点。①实验要用同一支温度计，在测量酸、碱及混合液的温度后必须用水洗净后并用滤纸擦干再使用。②在测量反应混合液的温度时要随时读取温度值，记录下最高温度值。③温度计悬挂，使水银球处于溶液的中央位置，温度计不要靠在容器壁上或插入容器底部。2．为保证酸、碱完全中和，常采取的措施是碱稍稍过量（实验中若使用弱酸或弱碱，会使测得数值偏小）。3．中和热的数值(57.3 kJ·ml－1)是指稀的强酸和强碱反应生成可溶性盐和水时的反应热，非不是适用所有酸碱，浓酸(如浓硫酸)或浓碱溶于水时也要放热，中和热数值会大于57.3 kJ·ml－1，而弱酸或弱碱参与的中和反应，因弱酸或弱碱电离时要吸收热量，则中和热数值小于57.3 kJ·ml－1。
由于实验仪器的保温、隔热效果和操作方面的原因，测定的实验值一般小于真实值[H＋(aq)＋OH－(aq)＝H2O(l)  ΔH＝－57.3 kJ·ml－1]。产生误差的可能原因有如下几个方面：（1）配制溶液的浓度有误差，量取溶液的体积有误差；（2）温度计的读数有误差；（3）实验过程中有液体洒在外面；（4）混合酸、碱溶液时，动作迟缓，导致实验误差；（5）隔热措施不佳，致使实验过程中热量损失而导致误差；（6）测了酸后的温度计未用水清洗而便立即去测碱的温度，因少量酸碱提前反应致使热量损失而引起误差。
1．实验中改变酸碱的用量时，反应放出的热量发生改变，但中和热不改变。因为中和热是酸碱发生中和反应生成l ml H2O的反应热，中和热与酸碱用量无关。2．中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离时的热效应。3．为减小误差，中和热测定实验中应注意：（1）“快”：实验操作动作要快，减少热量的损失。（2）“准”：温度在反应热的测量中是最重要的参数，在测量时读数要准。（3）“稀”：所用酸液和碱液的浓度宜小不宜大。
【典例03-1】利用图示装置测定中和热的实验步骤如下：①量取 溶液倒入小烧杯中，测量温度；②量取 溶液，测量温度；③打开杯盖，将NaOH溶液倒量热计的内筒，立即盖上杯盖，插入温度计，混合均匀后测量混合液温度。下列说法不正确的是A．仪器A的名称是玻璃搅拌器B．为便于酸碱充分反应，NaOH溶液应分多次加入C．NaOH溶液稍过量的原因是确保硫酸完全被中和D．用温度计测定NaOH溶液起始温度后直接测定溶液的温度，所测中和热ΔH有误差
【演练01】在实验室用50mL0.25ml/L稀硫酸与50mL0.55ml/L溶液进行中和热测定，实验测得中和热为ΔH1，下列叙述正确的是A．若改用60mL0.25ml/L稀硫酸进行实验，实验中放出的热量会增加，所测得的中和热数值也会变大B．用环形玻璃搅拌棒是为了加快反应速率，减小实验误差，也可以换成铜质环形搅拌棒C．实验中测得的中和热数值低于理论值，可能是由于用温度计测定NaOH溶液起始温度后直接测定稀硫酸溶液的温度D．用同浓度、同体积的氨水和Ba（OH）2溶液代替NaOH溶液进行上述实验，测得的中和热分别为ΔH2和ΔH3，则ΔH3>ΔH1>ΔH2
【演练02】某实验小组设计用0.55ml/L的NaOH溶液50mL与0.50ml/L的盐酸50mL置于如图所示的装置中进行测定中和热的实验。（1）该装置中缺少的一种玻璃仪器是________，该仪器的作用是________。（2）实验中，所用NaOH稍过量的原因是________。（3）在中和热测定实验中，有用水洗涤温度计上的盐酸溶液的步骤，若无此操作，则测得的中和热数值_______ (填“偏大”、“偏小”或“不变”)。测量NaOH溶液温度时，温度计上的碱未用水冲洗，对测定结果有何影响？________ (填“偏大”、“偏小”或“无影响”)。
（4）该实验小组做了三次实验，每次取盐酸和NaOH溶液各50 mL，并记录如表原始数据：已知盐酸、NaOH溶液密度均近似为1.00g/cm3，中和后混合液的比热容c=4.18×10−3kJ/(g·℃)，则该反应的中和热ΔH= ________。(保留到小数点后1位)
（1）玻璃搅拌器 让酸碱充分接触发生反应（2）确保定量的HCl反应完全（3）偏小 无影响（4）−56.8kJ/ml
1.从反应途径的角度理解盖斯定律
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，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，而与反应的途径无关。
2.从能量守恒角度理解盖斯定律
从反应途径角度：A→D：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3 ＝－(ΔH4＋ΔH5＋ΔH6)；从能量守恒角度：ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝0。
三、利用盖斯定律书写热化学方程式
利用盖斯定律书写热化学方程式的步骤：
应用盖斯定律进行简单计算，关键在于设计反应过程，同时注意以下几点：①反应式乘以或除以某数时，ΔH也应乘以或除以某数。②应式进行加减运算时，ΔH也同样要进行加减运算，且要带“＋”、“－”符号，即把ΔH看作一个整体进行运算。③过盖斯定律计算比较反应热的大小时，同样要把ΔH看作一个整体。④设计的反应过程中常会遇到同一物质固、液、气三态的相互转化，状态由固→液→气变化时，会吸热；反之会放热。⑤设计的反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。
【演练02】丙烷燃烧可以通过以下两种途径： 途径Ⅰ：C3H8(g)＋5O2(g)＝3CO2(g)＋4H2O(l)  ΔH＝－a kJ/ml 途径Ⅱ：C3H8(g)＝C3H6(g)＋H2(g)             ΔH＝＋b kJ/ml 2C3H6(g)＋9O2(g)＝6CO2(g)＋6H2O(l)   ΔH＝－c kJ/ml 2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l)          ΔH＝－d kJ/ml (a、b、c、d 均为正值) （1）判断等量的丙烷通过两种途径放出的热量，途径Ⅰ放出的热量_______ (填“大于 ”、“等于 ” 或“小于 ”)途径Ⅱ放出的热量。（2）由于C3H8(g)＝C3H6(g)＋H2(g)的反应中，反应物具有的总能量_______ (填“大于”、“等 于”或“小于 ”)生成物具有的总能量，那么在化学反应时，反应物就需要_______ (填“放出 ” 或“吸收 ”)能量才能转化为生成物，因此其反应条件是______________ ；（3）b与a、c、d 的数学关系式是_______。
（1）等于 （2）小于 吸收 加热 （3）
考点05 反应热的比较与计算
1．看符号比较ΔHΔH的大小比较时包含“＋”“－”的比较。吸热反应ΔH＞0，放热反应ΔH＜0，可判断吸热反应的ΔH大于放热反应的ΔH。2．看化学计量数比较ΔH同一化学反应：ΔH与化学计量数成正比。如：H2(g)＋2(1)O2(g)＝H2O(l)  ΔH1＝－a kJ·ml－12H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l)  ΔH2＝－b kJ·ml－1可判断：b＝2a，所以ΔH1＞ΔH2。
3．看物质的聚集状态比较ΔH（1）同一反应，生成物的聚集状态不同如：A(g)＋B(g)＝C(g)  ΔH1＜0A(g)＋B(g)＝C(l)  ΔH2＜0
由物质的能量(E)的大小知热量：Q1＜Q2，反应为放热反应，所以ΔH1＞ΔH2。（2）同一反应，反应物的聚集状态不同如：S(g)＋O2(g)＝SO2(g)  ΔH1 S(s)＋O2(g)＝SO2(g)  ΔH2
由物质的能量(E)的大小知热量：Q1＞Q2，反应为放热反应，则ΔH1＜ΔH2。
4．看反应之间的联系比较ΔH如：C(s)＋O2(g)＝CO2(g)  ΔH1  C(s)＋2(1)O2(g)＝CO(g)  ΔH2可判断：C(s)ΔH1(――→)CO2(g)，C(s)ΔH2(――→)CO(g)ΔH3(――→)CO2(g)；ΔH2＋ΔH3＝ΔH1，又因为ΔH3＜0，所以ΔH2＞ΔH1。5．看可逆反应比较ΔH如：工业生产硫酸过程中，SO2在接触室中被催化氧化为SO3，已知该反应为可逆反应，现将2 ml SO2、1 ml O2充入一密闭容器中充分反应后，放出的热量为98.3 kJ，2SO2(g)＋O2(g)
2SO3(g)  ΔH＝－Q kJ·ml－1，则Q＞98.3。6．看中和反应的酸碱比较ΔH生成1 ml H2O时：强酸和强碱的稀溶液的中和反应反应热ΔH＝－57.3 kJ·ml－1；弱酸、弱碱电离时吸热，反应时放出的总热量小于57.3 kJ；浓硫酸稀释时放热，反应时放出的总热量大于57.3 kJ。
(1)根据热化学方程式计算根据热化学方程式计算焓变时常用的方法有关系式法、差量法、守恒法、方程组法等，在列比例式时，一定要做到两个量的单位“上下一致，左右相当”。
(2)根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=生成物的总能量-反应物的总能量
(3)根据反应物和生成物的键能计算ΔH=反应物的总键能-生成物的总键能
(4)根据可燃物的燃烧热计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|(燃烧热)
(5)根据盖斯定律计算反应热
应用盖斯定律进行简单计算时，关键在于设计反应过程，同时注意：①参照新的热化学方程式(目标热化学方程式)，结合原热化学方程式(一般2～3个)进行合理“变形”，如热化学方程式颠倒、乘除以某一个数，然后将它们相加、减，得到目标热化学方程式，求出目标热化学方程式的ΔH 与原热化学方程式之间ΔH 的换算关系。 ②当热化学方程式乘、除以某一个数时，ΔH也应相应地乘、除以某一个数；方程式进行加减运算时，ΔH也同样要进行加减运算，且要带“＋”、“－”符号，即把ΔH看作一个整体进行运算。③将一个热化学方程式颠倒书写时，ΔH 的符号也随之改变，但数值不变。④在设计反应过程中，会遇到同一物质的三态(固、液、气)的相互转化，状态由固→液→气变化时，会吸热；反之会放热。