高二化学选修4同步练习111焓变反应热.docx
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高二化学选修4同步练习111焓变反应热
高中化学必修4——化学反应原理（概念全集）
第一章化学反应与能量
第一节化学反应与能量的变化
1.反应热:
化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来表述，叫反应热。
反应热产生的原因：
生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量的差即为该反应的反应热。
【新增】1.焓：
1mol用于表示物质所具有的能量的这一固有性质的物理量，叫做焓（H）。
2.焓变（△H）：
一个化学反应的生成物与反应物的焓值差，即：
△H＝H（生成物）－H（反应物）
3.反应热与焓变的关系：
在恒压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则反应前后物质的焓变就等于该反应的反应热。
[说明：
①焓（H）是与物质的内能有关的物理量。
②△H的单位是kJ/mol或kJ·mol
。
【注意：
△H的单位中mol
的含义。
反应焓变单位中的“mol
”表明参加反应的各物质的物质的量与化学方程式中各物质的化学计量数相同，它是指每摩尔某一反应，而不是指某一物质的微粒等。
】
③任何化学反应都有反应热。
④许多化学反应的反应热可以通过实验直接测得。
]
4.放热反应:
化学反应过程中生成物释放的总能量大于反应物吸收的总能量的反应。
5.吸热反应:
化学反应过程中生成物释放的总能量小于反应物吸收的总能量的反应。
6.△H的符号与意义：
由于反应后放出的热量使反应体系的能量降低（使环境的能量升高），故放热反应的△H为“—”，△H＜0；而吸热反应使反应体系的能量升高（使环境的能量降低），故吸热反应的△H为“+”△H＞0。
见下图1-1
7.热化学方程式：
能表示参加反应物质的量和反应热之间的关系的化学方程式。
8.热化学方程式表示意义：
既表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的焓变。
9.热化学方程式与普通化学方程式的区别
化学方程式
热化学方程式
化学计量数
是整数，即表示微粒个数又表示
该物质的物质的量
既可以是整数，也可以是分数，只表示
物质的物质的量
状态
不要求注明
必须在化学式后注明
△H的正负号、
数值及单位
无
必须注明
意义
表明了化学反应中的物质变化
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。
10.书写热化学方程式时应注意的问题
⑴要在化学方程式的右边标出焓变（△H），放热反应，△H为“—”，吸热反应，△H为“+”，△H的单位是：
kJ·mol
或J·mol
。
⑵由于△H与测定条件有关（因压强对反应焓变影响很小），因此应在△H后注明反应温度，因为在不温度下进行同一反应，其反应焓变是不同的，在25°C、101kPa下进行的反应，可不注明。
⑶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，并不表示物质的分子数或原子数，因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。
⑷要在物质的化学式后面用括号注明反应物和生成物的聚集状态，一般用英文字母g、l和s分别表示物质的气态、液态和固态，水溶液中的溶质则用aq表示。
⑸根据焓的性质，若化学方程式中各物质前的化学计量数加倍，则△H的数值也加倍；若反应逆向进行，则△H改变符号，但绝对值不变。
11.方法技巧拓展
㈠常见的吸热反应和放热反应
⑴常见的吸热反应
①大多数分解反应
②C+CO
2CO；C+H
O
CO+H
；H
+CuO
Cu+H
O;
Ba（OH）
·8H
O（晶体）+2NH
Cl（晶体）===BaCl
+2NH
+10H
O.
⑵常见的放热反应
1燃烧反应；
2中和反应；
3金属与水、酸或碱的反应；
4铝热反应；
5大部分化合反应。
㈡对反应热和△H计算表达式的理解
⑴反应热：
一般可用量热计直接测量。
其值受各种因素（如温度、压强及物质聚集状态等）的影响，在中学化学中，一般研究在敞口容器中进行的反应，即恒定条件下反应放出和吸收的热量。
另外注意：
反应热是指化学反应过程中的能量变化，物理变化或原子核变化中的能量变化不是反应热，如浓硫酸的稀释烦热，NH
NH
溶于水的吸热等。
⑵△H有三种表达方式
1△H=吸收的能量—释放的能量
2△H=生成物的能量—反应物的能量
3△H=反应物的键能之和—生成物的键能之和
表达式①的理解：
△H＞0或△H为“+”，反应吸热；△H＜0或△H为“—”，反应放热。
表达式②的理解：
如果反应物所具有的总能量高于生成物所具有的总能量，反应时就会以
热能的形式放出，即放热。
反之，则吸热。
表达式③的理解：
反应物的键能越小，稳定性越弱，能量就越高，破坏它需要的能量就越
小；生成物的键能越大，稳定性越强，能量就越低，释放的能量就越大，
故需要放出能量，△H为负；反之，△H为正。
㈢正确理解热化学方程式
1热化学方程式是指反应已完成的量，而△H的值与反应完成的量有关，故方程式中的化学计量数必须与△H相对应，成比例变化。
2对于可逆反应的情况，正反应与逆反应的△H数值相等，符号相反，尤其注意：
如合成氨的反应3H
（g）+N
（g）
2NH
（g）△H=-92.4kJ/mol是指生成2molNH
时放出92.4kJ的热量，而不是3molH
与1molN
混合在一定条件下反应就可放出92.4kJ的热量，，实际放出的热量小于92.4kJ。
3同一反应中物质的聚集状态不同，反应热数值大小也不同。
㈣中和热的测定
中和热的测定是中学化学中一个重要的定量实验，操作要求极高。
⑴实验原理
在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成1molH
O，这时的反应热叫做中和热。
本实验通过测定酸碱中和反应前后溶液温度的变化，计算反应过程中所放出的热量，并由此求得中和热。
【注意：
⑴定义中的“稀溶液”一般是指酸、碱的物质的量
浓度均小于或等于1mol/L的溶液，因为溶液混
合时会产生溶解热效应而影响中和热的测定。
⑵实验测得生成1mol水放出57.3kJ的热量是指强
酸、强碱在稀溶液中发生中和反应时的中和热，
有弱酸或弱碱参加的中和反应，实验测出的中和
热数值一般低于57.3kJ，因为弱电解质反应时会
继续电离，电离时要吸热。
⑶中和热是以生成1mol水所放出的热量来定义的，因此在书写中和热的热化学
方程式时，就以生成1mol水为标准来配平其余物质的化学计量数。
】
⑵实验用品（以盐酸和NaOH溶液的反应为例）
1仪器：
量筒（50mL两个）、大烧杯（500mL）、小烧杯（100mL）、泡沫塑料或纸条、
泡沫塑料板或硬纸板（中心有两个孔）、环形玻璃搅拌棒。
2药品：
0.50mol/L盐酸、0.55mol/LNaOH溶液
⑶实验步骤
1组装：
组装绝热装置。
在大烧杯底部垫上泡沫塑料（或纸条），使放入的小烧杯杯口
与大烧杯杯口相平；然后再在大、小烧杯之间填满泡沫塑料（或纸条）；再在大
烧杯上用泡沫塑料或硬纸板做盖板（如上图所示）。
2用一个量筒量取50mL0.50mol/L盐酸，倒入小烧杯中，并用温度计测量盐酸的温度，记入表中，然后把温度计上的酸用水冲洗干净。
3用另一个量筒量取50mL0.55mol/LNaOH溶液，并用温度计测量NaOH溶液的温度
，记入表中。
4把套有盖板的温度计和环形玻璃搅拌棒放入盛盐酸的小烧杯中，并把量筒中NaOH溶液一次倒入小烧杯中，盖好盖板。
用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记为终止温度
。
5重复：
重复实验步骤②～④三次。
6计算：
取三次测量所得数据的平均值作为计算依据。
50mL0.50mol/L盐酸与50mL0.55mol/LNaOH溶液发生中和反应放出的热量为（
）·
·
J/（g·℃）
=0.418
kJ.生成1molH
O时的反应热为△H=
kJ/mol.。
⑷注意事项
1作为量热器的仪器装置，要尽量减少热量散失。
除上述方法，可改用保温杯来做，
也可用块状聚苯乙烯泡沫塑料制成与小烧杯外径详尽的绝缘外套来做。
2盐酸和NaOH溶液浓度的配置必须准确，NaOH溶液的浓度必须稍大于盐酸，以
保证盐酸完全被中和，两者的浓度均宜小不宜大，若浓度偏大，则测定结果误差较大。
3盐酸和NaOH溶液的体积必须量取准确。
4温度计的读数要准确。
a.水银球部分要完全浸没在溶液中，且要稳定一段时间后再读数；
b.读数时应谨慎细心，把我病毒准最高温度且有同一个人来读；
c.测量盐酸的温度后，要将温度计上的酸冲洗干净后再测量NaOH溶液的温度。
⑤实验操作要快，以免热量损失，使误差增大。
⑸误差分析
由于在本实验中涉及量筒、温度计两种计量仪器，故其实验误差主要来源于：
1体积、温度测量不准；
2仪器保温效果不好或操作缓慢造成的热量损失；
3实验过程中液体外溅等。
第二节燃烧热能源
1.燃烧热
⑴概念：
在101kPa、25℃时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热，单位为kJ/mol。
【注意：
下列元素要生成对应的氧化物
C→CO
；H→H
O（l）；S→SO
】
①对燃烧热的理解：
a.燃烧热一般是由实验测得的。
物质燃烧时放出的热量多少与外界条件（如温度、压强）有关（如果未注明条件，就是指25°C、101kPa时的热量），还与反应物和生成物的聚集状态有关。
b.定义中“1mol物质”是指1mol纯净物（单质或化合物）。
c.定义中“完全燃烧生成稳定的氧化物”是指单质或化合物燃烧后变为最稳定的氧化物。
如碳燃烧可生成一氧化碳或二氧化碳，而这里是指全部转化成二氧化碳才是稳定的氧化物。
水是生成液态水而不是气态水。
d.因为物质燃烧都是放热反应，所以表达物质燃烧时的△H均为负值，即△H＜0
e.燃烧热是以1mol可燃物为标准进行测量的，因此在书写燃烧热的热化学方程式时，其他物质的化学计量数可用分数表示。
【释疑：
如何书写表示物质燃烧热的热化学方程式？
燃烧热是以1mol物质完全燃烧缩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，应以燃烧1mol物质为标准来配平其余物质的化学计量数，故在其热化学方程式中常出现分数。
如：
H
（g）+
O
（g）====H
O（l）△H=-285.8kJ/mol
所以H
的燃烧热为285.8kJ/mol】
⑵有关燃烧热的计算：
一定量的可燃物完全燃烧放出的热量，等于可燃物的物质的量乘以该物质的燃烧热，即Q（放）=n（可燃物）×（-△H）。
【注意：
⑴往往不能正确理解燃烧热的概念，忽视生成物的种类和状态。
C→CO是不完全燃烧，而S→SO
不是燃烧产物，在H→H
O中生成的水为液态，不能是气态。
⑵物质的燃烧热数值越大，其火焰的温度不一定越高。
这是因为火焰的温度不仅仅与燃烧热的数值有关，还与外界条件、反应速率及产物等因素有关。
例如乙炔和乙烯燃烧的热化学方程式为：
C
H
（g）+
O
（g）====2CO
（g）+H
O（l）△H=-1300kJ/mol
C
H
（g）+3O
（g）====2CO
（g）+2H
O（l）△H=-1
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