第一章 化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)（考點串講）-2024-2025學(xué)年高二化學(xué)上學(xué)期期中考點大串講（滬科版2020選擇性必修1）

化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)第一章考點串講目錄CONTENTS010203反應(yīng)熱的測量和計算化學(xué)反應(yīng)與能量變化燃燒熱

燃料的合理利用思

維

導(dǎo)

圖化學(xué)反應(yīng)與能量變化1考

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理一、系統(tǒng)的內(nèi)能考點01化學(xué)反應(yīng)與能量變化內(nèi)能是系統(tǒng)內(nèi)物質(zhì)各種能量的總和，用符號U表示當(dāng)系統(tǒng)處于一定狀態(tài)時，系統(tǒng)就具有確定的內(nèi)能，當(dāng)溫度、壓強、物質(zhì)的聚集狀態(tài)等發(fā)生改變，內(nèi)能也隨之改變。但內(nèi)能的變化可以體現(xiàn)在狀態(tài)變化的過程中，可以是物質(zhì)溫度、聚集狀態(tài)變化前后系統(tǒng)內(nèi)能的變化，也可以是反應(yīng)物轉(zhuǎn)化為生成物的過程中系統(tǒng)內(nèi)能的變化。系統(tǒng)內(nèi)能的變化用符號ΔU來表示。幾乎所有化學(xué)反應(yīng)的發(fā)生，都伴隨著能量的變化，能量通過功和熱這兩種形式在系統(tǒng)與環(huán)境之間實現(xiàn)轉(zhuǎn)化或傳遞。可以通過測定系統(tǒng)變化過程中的功和熱得到系統(tǒng)內(nèi)能的變化量?？?/p>

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理一、系統(tǒng)的內(nèi)能考點01化學(xué)反應(yīng)與能量變化熱容和比熱容在不發(fā)生化學(xué)反應(yīng)和物質(zhì)聚集狀態(tài)不變的條件下，一定量物質(zhì)吸收熱量，溫度每升高1K時所吸收的熱量稱為該物質(zhì)的熱容，用符號C表示，單位是j·K-1，單位質(zhì)量物質(zhì)的熱容稱為該物質(zhì)的比熱容，用符號c表示，常用單位是kJ·K-1·kg-1。利用下式可以計算一定質(zhì)量的物質(zhì)在溫度上升或降低時所需吸收或釋放的熱量。Q=cmAT考

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理二、反應(yīng)熱與焓變的比較考點01化學(xué)反應(yīng)與能量變化反應(yīng)熱焓變概念在化學(xué)反應(yīng)過程中，當(dāng)反應(yīng)物和生成物具有相同溫度時，所吸收或放出的熱量在恒溫、恒壓的條件下，化學(xué)反應(yīng)過程中吸收或釋放的熱量符號QΔH單位kJkJ·mol－1與能量變化的關(guān)系Q＞0，反應(yīng)放出熱量Q＜0，反應(yīng)吸收熱量ΔH＞0，反應(yīng)吸收熱量ΔH＜0，反應(yīng)放出熱量相互關(guān)系在恒壓條件下的反應(yīng)熱即是焓變考

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理三、放熱反應(yīng)與吸熱反應(yīng)考點01化學(xué)反應(yīng)與能量變化放熱反應(yīng)吸熱反應(yīng)定義放出熱量的化學(xué)反應(yīng)吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)表示方法ΔH＜0ΔH＞0形成原因

能量變化反應(yīng)物的總能量＞生成物的總能量反應(yīng)物的總能量＜生成物的總能量鍵能變化反應(yīng)物的總鍵能＜生成物的總鍵能反應(yīng)物的總鍵能＞生成物的總鍵能反應(yīng)類型①所有的燃燒反應(yīng)②大多數(shù)化合反應(yīng)③所有的金屬與酸、鹽置換的反應(yīng)④酸堿中和反應(yīng)⑤鋁熱反應(yīng)①大多數(shù)分解反應(yīng)②Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl的反應(yīng)③C和CO2的反應(yīng)④C和H2O(g)的反應(yīng)⑤NaHCO3與鹽酸的反應(yīng)考

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理三、放熱反應(yīng)與吸熱反應(yīng)考點01化學(xué)反應(yīng)與能量變化反應(yīng)過程圖示與化學(xué)鍵的關(guān)系聯(lián)系①ΔH＝反應(yīng)物鍵能之和－生成物鍵能之和②鍵能越大，物質(zhì)能量越低，越穩(wěn)定；反之鍵能越小，物質(zhì)能量越高，越不穩(wěn)定考

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理四、化學(xué)反應(yīng)中能量變化的原因考點01化學(xué)反應(yīng)與能量變化1．從反應(yīng)物和生成物的總能量相對大小的角度分析，如圖所示

當(dāng)反應(yīng)物的總能量大于生成物的總能量，該化學(xué)反應(yīng)就會放出能量；當(dāng)生成物的總能量大于反應(yīng)物的總能量，該化學(xué)反應(yīng)就會吸收能量。2．從反應(yīng)熱的量化參數(shù)——鍵能的角度分析當(dāng)反應(yīng)物中化學(xué)鍵的斷裂所吸收的能量大于形成生成物中的化學(xué)鍵所釋放的能量時，該反應(yīng)就要吸收能量；反之，該化學(xué)反應(yīng)就會釋放能量。考

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理四、化學(xué)反應(yīng)中能量變化的原因考點01化學(xué)反應(yīng)與能量變化反應(yīng)物生成物化學(xué)反應(yīng)鍵斷裂鍵生成原子重新組合吸收能量放出能量吸收能量＞釋放能量吸熱反應(yīng)ΔH>0

化學(xué)反應(yīng)的實質(zhì)：舊的化學(xué)鍵斷裂和新的化學(xué)鍵形成過程。吸收能量＜釋放能量放熱反應(yīng)ΔH<0微觀角度認識反應(yīng)熱的實質(zhì)考

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理思維誤區(qū)考點01化學(xué)反應(yīng)與能量變化1．化學(xué)反應(yīng)過程中一定有能量變化，但不一定都以熱能的形式放出，可能還有電能、光能等其他形式。2．吸熱反應(yīng)、放熱反應(yīng)判斷“兩大”誤區(qū)：誤區(qū)一：與反應(yīng)條件有關(guān)。實際上，很多放熱反應(yīng)需要加熱或點燃，如木炭燃燒等，而有些吸熱反應(yīng)在常溫下即能發(fā)生，如Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl的反應(yīng)。誤區(qū)二：只要吸熱就是吸熱反應(yīng)，只要放熱就是放熱反應(yīng)。要清楚吸、放熱反應(yīng)是針對化學(xué)反應(yīng)而言，如水的液化放出熱量，但不是放熱反應(yīng)，因該過程為物理變化。典

例

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講考點01化學(xué)反應(yīng)與能量變化【典例01-1】熱力學(xué)溫度，又稱開爾文溫標(biāo)，簡稱開氏溫標(biāo)，是國際單位制七個基本物理量之一。開爾文(LordKelvin)被稱為熱力學(xué)之父，他將第一和第二熱力學(xué)定律公式化。（1）下列關(guān)于反應(yīng)ΔU的說法中，正確的是_____。A．ΔU>0時，反應(yīng)放出能量

B．ΔU<0時，反應(yīng)放出能量C．ΔU=Q

D．ΔU=ΔH（2）下列關(guān)于內(nèi)能和內(nèi)能變化的敘述正確的是_____。A．內(nèi)能是體系內(nèi)物質(zhì)所含的能量總和B．內(nèi)能只與物質(zhì)的種類、數(shù)量以及聚集狀態(tài)有關(guān)C．系統(tǒng)的內(nèi)能可以通過實驗測得D．內(nèi)能變化就是反應(yīng)熱（3）一定條件，在水溶液中1molCl-、

(x=1，2，3，4)的能量(KJ)相對大小如圖所示，則D是_______(填離子符號)。B=A+C反應(yīng)的熱化學(xué)方程式為(用離子方程表示)：_______。（1）B（2）A（3）ClO4-3ClO-(aq)=ClO3-(aq)+2Cl-(aq)ΔH=-117kJ/mol典

例

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講考點01化學(xué)反應(yīng)與能量變化【典例01-2】工業(yè)上由CO2和H2合成氣態(tài)甲醇的熱化學(xué)方程式為CO2(g)＋3H2(g)=CH3OH(g)＋H2O(g)

ΔH＜0。已知該反應(yīng)是放熱反應(yīng)。下列表示合成甲醇的反應(yīng)的能量變化示意圖正確的是A．

B．C．

D．A典

例

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講考點01化學(xué)反應(yīng)與能量變化【典例01-2】下列關(guān)于反應(yīng)熱和焓變的說法正確的是A．放熱反應(yīng)的ΔH＜0，吸熱反應(yīng)的ΔH＞0B．任何條件下，焓變完全等于反應(yīng)熱C．所有化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱都可以通過實驗直接測得D．生成物的總焓大于反應(yīng)物的總焓時，ΔH＜0A舉

一

反

三考點01化學(xué)反應(yīng)與能量變化【演練01】圖表示有關(guān)反應(yīng)的反應(yīng)過程與能量變化的關(guān)系。下列說法錯誤的是A．

B．S(s)比S(g)穩(wěn)定C． D．S(s)轉(zhuǎn)化為S(g)是吸熱過程C舉

一

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三考點01化學(xué)反應(yīng)與能量變化【演練02】理論研究表明，在101kPa和298K下，

異構(gòu)化反應(yīng)過程的能量變化如圖所示，下列說法中錯誤的是A．該異構(gòu)化反應(yīng)的B．HCN比HNC穩(wěn)定C．使用催化劑，可以改變反應(yīng)的反應(yīng)熱D．在該條件下，HCN的總能量低于HNC的總能量C反應(yīng)熱的測量和計算2考

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理一、反應(yīng)熱的測量考點02反應(yīng)熱的測量和計算測量反應(yīng)前后體系的溫度使反應(yīng)物迅速混合，使反應(yīng)充分進行，保持體系的溫度均勻起保溫作用1．實驗裝置考

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理一、反應(yīng)熱的測量考點02反應(yīng)熱的測量和計算(1)測量反應(yīng)物溫度(t1℃)：用量筒分別量取50mL0.50mol/L鹽酸和50mL0.55mol/LNaOH溶液，測量兩溶液溫度，并取其平均值記為t1℃。(2)測量反應(yīng)后體系溫度(t2℃)：使鹽酸和NaOH溶液迅速在量熱計中混合,并用玻璃攪拌器攪拌，記錄混合溶液的最高溫度為t2℃。(3)重復(fù)操作2次，取溫度差(t2-t1)℃的平均值作為計算依據(jù)。2．實驗步驟考

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理一、反應(yīng)熱的測量考點02反應(yīng)熱的測量和計算所用鹽酸和NaOH溶液均為稀溶液，近似認為其密度為1g·cm-3，即鹽酸和NaOH溶液的質(zhì)量均為50g，反應(yīng)后生成的溶液的比熱容c=4.18J·g-1·℃-1，生成n(H2O)=0.50mol/L×0.05L=0.025mol，則生成1molH2O時放出的熱量為kJkJ3．?dāng)?shù)據(jù)處理考

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理一、反應(yīng)熱的測量考點02反應(yīng)熱的測量和計算（1）裝置保溫、隔熱：以減少熱量的損失，實驗中使用了簡易量熱計。（2）溫度測量準(zhǔn)確：實驗操作時混合溶液時動作要快，以減少熱量的損失，并注意以下三點。①實驗要用同一支溫度計，在測量酸、堿及混合液的溫度后必須用水洗凈后并用濾紙擦干再使用。②在測量反應(yīng)混合液的溫度時要隨時讀取溫度值，記錄下最高溫度值。③溫度計懸掛，使水銀球處于溶液的中央位置，溫度計不要靠在容器壁上或插入容器底部。（3）為保證酸、堿完全中和，常采取的措施是堿稍稍過量（實驗中若使用弱酸或弱堿，會使測得數(shù)值偏?。＃?）中和熱的數(shù)值(57.3kJ·mol－1)是指稀的強酸和強堿反應(yīng)生成可溶性鹽和水時的反應(yīng)熱，非不是適用所有酸堿，濃酸(如濃硫酸)或濃堿溶于水時也要放熱，中和熱數(shù)值會大于57.3kJ·mol－1，而弱酸或弱堿參與的中和反應(yīng)，因弱酸或弱堿電離時要吸收熱量，則中和熱數(shù)值小于57.3kJ·mol－1。4．實驗注意事項考

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理一、反應(yīng)熱的測量考點02反應(yīng)熱的測量和計算由于實驗儀器的保溫、隔熱效果和操作方面的原因，測定的實驗值一般小于真實值[H＋(aq)＋OH－(aq)＝H2O(l)

ΔH＝－57.3kJ·mol－1]。產(chǎn)生誤差的可能原因有如下幾個方面：（1）配制溶液的濃度有誤差，量取溶液的體積有誤差；（2）溫度計的讀數(shù)有誤差；（3）實驗過程中有液體灑在外面；（4）混合酸、堿溶液時，動作遲緩，導(dǎo)致實驗誤差；（5）隔熱措施不佳，致使實驗過程中熱量損失而導(dǎo)致誤差；（6）測了酸后的溫度計未用水清洗而便立即去測堿的溫度，因少量酸堿提前反應(yīng)致使熱量損失而引起誤差。5．誤差分析考

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理思維誤區(qū)考點02反應(yīng)熱的測量和計算1．實驗中改變酸堿的用量時，反應(yīng)放出的熱量發(fā)生改變，但中和熱不改變。因為中和熱是酸堿發(fā)生中和反應(yīng)生成lmolH2O的反應(yīng)熱，中和熱與酸堿用量無關(guān)。2．中和熱不包括離子在水溶液中的生成熱、物質(zhì)的溶解熱、電解質(zhì)電離時的熱效應(yīng)。3．為減小誤差，中和熱測定實驗中應(yīng)注意：（1）“快”：實驗操作動作要快，減少熱量的損失。（2）“準(zhǔn)”：溫度在反應(yīng)熱的測量中是最重要的參數(shù)，在測量時讀數(shù)要準(zhǔn)。（3）“稀”：所用酸液和堿液的濃度宜小不宜大?？?/p>

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理二、熱化學(xué)方程式考點02反應(yīng)熱的測量和計算能表示實際參加反應(yīng)物質(zhì)的量和反應(yīng)熱的關(guān)系的化學(xué)方程式。H2(g)+I2(g)======2HI(g)△H=－14.9kJ/mol200℃101kPa物質(zhì)狀態(tài)溫度和壓強能量變化表示1mol氣態(tài)H2與1mol氣態(tài)碘完全反應(yīng)，生成2mol氣態(tài)HI時，放出14.9kJ的熱量。1．概念：表明反應(yīng)所釋放或吸收熱量的化學(xué)方程式。2．意義：表明了化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化和能量變化。如N2H4(g)+O2(g)

=N2(g)+2H2O(g)

ΔH=-534.4kJ·mol-1考

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理二、熱化學(xué)方程式考點02反應(yīng)熱的測量和計算①書寫時必須注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)。因反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)不同，ΔH的數(shù)值及符號也不同②化學(xué)計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)。因熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)僅表示物質(zhì)的物質(zhì)的量③ΔH寫在方程式的后面，用“空格”隔開，ΔH后的數(shù)值要標(biāo)“＋”或“－”且后面要寫上kJ·mol－1④ΔH的值必須與方程式中化學(xué)式前的化學(xué)計量數(shù)相對應(yīng)。因ΔH與參加反應(yīng)的物質(zhì)的量有關(guān)，所以，若化學(xué)計量數(shù)加倍，則ΔH的數(shù)值也要加倍⑤當(dāng)反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進行時，其反應(yīng)熱與正反應(yīng)的反應(yīng)熱數(shù)值相等，但符號相反⑥不標(biāo)注“↑”、“↓”以及反應(yīng)條件，如“點燃”、“加熱”等3．書寫：考

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理二、熱化學(xué)方程式考點02反應(yīng)熱的測量和計算一審ΔH的“+”“-”—放熱反應(yīng)ΔH為“-”,吸熱反應(yīng)ΔH為“+”二審單位

—單位一定為“kJ·mol-1”,易錯寫成“kJ”或漏寫三審狀態(tài)

—物質(zhì)的聚集狀態(tài)必須正確,特別是溶液中的反應(yīng)易寫錯四審數(shù)據(jù)對應(yīng)性

—反應(yīng)熱的數(shù)值必須與方程式的化學(xué)計量數(shù)相對應(yīng),即化學(xué)計量數(shù)與ΔH的絕對值成正比。當(dāng)反應(yīng)逆向進行時,其反應(yīng)熱與正反應(yīng)的反應(yīng)熱數(shù)值相等,符號相反五審是否符合概念—如燃燒熱、中和熱的熱化學(xué)方程式4．正誤判斷：考

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理思維誤區(qū)考點02反應(yīng)熱的測量和計算1．ΔH與反應(yīng)的“可逆性”可逆反應(yīng)的ΔH表示反應(yīng)完全時的熱量變化，與反應(yīng)是否可逆無關(guān)，如N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)

ΔH＝－92.4kJ·mol－1，表示在298K時，1molN2(g)和3molH2(g)完全反應(yīng)生成2molNH3(g)時放出92.4kJ的熱量。但實際上1molN2(g)和3molH2(g)充分反應(yīng)，不可能生成2molNH3(g)，故實際反應(yīng)放出的熱量小于92.4kJ。2．書寫與判斷時要注意①有無漏寫反應(yīng)物或生成物的聚集狀態(tài)。②有無漏寫ΔH的正、負號，漏寫單位kJ·mol－1或錯寫單位。③ΔH后的數(shù)值是否與化學(xué)計量數(shù)不一致?？?/p>

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理三、蓋斯定律考點02反應(yīng)熱的測量和計算1.從反應(yīng)途徑的角度理解蓋斯定律一個化學(xué)反應(yīng)，不管是一步完成的還是分幾步完成的，其反應(yīng)熱是相同的。換句話說，在一定條件下，化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)體系的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與反應(yīng)的途徑無關(guān)。2.從能量守恒角度理解蓋斯定律考

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理三、蓋斯定律考點02反應(yīng)熱的測量和計算從反應(yīng)途徑角度：A→D：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝－(ΔH4＋ΔH5＋ΔH6)；從能量守恒角度：ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝0?？?/p>

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理三、蓋斯定律考點02反應(yīng)熱的測量和計算利用蓋斯定律書寫熱化學(xué)方程式的步驟：考

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理思維誤區(qū)考點02反應(yīng)熱的測量和計算應(yīng)用蓋斯定律進行簡單計算，關(guān)鍵在于設(shè)計反應(yīng)過程，同時注意以下幾點：①反應(yīng)式乘以或除以某數(shù)時，ΔH也應(yīng)乘以或除以某數(shù)。②應(yīng)式進行加減運算時，ΔH也同樣要進行加減運算，且要帶“＋”、“－”符號，即把ΔH看作一個整體進行運算。③過蓋斯定律計算比較反應(yīng)熱的大小時，同樣要把ΔH看作一個整體。④設(shè)計的反應(yīng)過程中常會遇到同一物質(zhì)固、液、氣三態(tài)的相互轉(zhuǎn)化，狀態(tài)由固→液→氣變化時，會吸熱；反之會放熱。⑤設(shè)計的反應(yīng)逆向進行時，其反應(yīng)熱與正反應(yīng)的反應(yīng)熱數(shù)值相等，符號相反?？?/p>

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理四、?H的大小比較考點02反應(yīng)熱的測量和計算1．看符號比較ΔHΔH的大小比較時包含“＋”“－”的比較。吸熱反應(yīng)ΔH＞0，放熱反應(yīng)ΔH＜0，可判斷吸熱反應(yīng)的ΔH大于放熱反應(yīng)的ΔH。2．看化學(xué)計量數(shù)比較ΔH同一化學(xué)反應(yīng)：ΔH與化學(xué)計量數(shù)成正比。如：H2(g)＋2(1)O2(g)＝H2O(l)

ΔH1＝－a

kJ·mol－12H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l)

ΔH2＝－b

kJ·mol－1可判斷：b＝2a，所以ΔH1＞ΔH2?？?/p>

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理四、?H的大小比較考點02反應(yīng)熱的測量和計算3．看物質(zhì)的聚集狀態(tài)比較ΔH（1）同一反應(yīng)，生成物的聚集狀態(tài)不同如：A(g)＋B(g)＝C(g)

ΔH1＜0A(g)＋B(g)＝C(l)

ΔH2＜0由物質(zhì)的能量(E)的大小知熱量：Q1＜Q2，反應(yīng)為放熱反應(yīng)，所以ΔH1＞ΔH2。（2）同一反應(yīng)，反應(yīng)物的聚集狀態(tài)不同如：S(g)＋O2(g)＝SO2(g)

ΔH1S(s)＋O2(g)＝SO2(g)

ΔH2由物質(zhì)的能量(E)的大小知熱量：Q1＞Q2，反應(yīng)為放熱反應(yīng)，則ΔH1＜ΔH2?？?/p>

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理四、?H的大小比較考點02反應(yīng)熱的測量和計算4．看反應(yīng)之間的聯(lián)系比較ΔH如：C(s)＋O2(g)＝CO2(g)

ΔH1

C(s)＋2(1)O2(g)＝CO(g)

ΔH2可判斷：C(s)ΔH1(――→)CO2(g)，C(s)ΔH2(――→)CO(g)ΔH3(――→)CO2(g)；ΔH2＋ΔH3＝ΔH1，又因為ΔH3＜0，所以ΔH2＞ΔH1。5．看可逆反應(yīng)比較ΔH如：工業(yè)生產(chǎn)硫酸過程中，SO2在接觸室中被催化氧化為SO3，已知該反應(yīng)為可逆反應(yīng)，現(xiàn)將2molSO2、1molO2充入一密閉容器中充分反應(yīng)后，放出的熱量為98.3kJ，2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)

ΔH＝－Q

kJ·mol－1，則Q＞98.3。6．看中和反應(yīng)的酸堿比較ΔH生成1molH2O時：強酸和強堿的稀溶液的中和反應(yīng)反應(yīng)熱ΔH＝－57.3kJ·mol－1；弱酸、弱堿電離時吸熱，反應(yīng)時放出的總熱量小于57.3kJ；濃硫酸稀釋時放熱，反應(yīng)時放出的總熱量大于57.3kJ?？?/p>

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理五、反應(yīng)熱的計算考點02反應(yīng)熱的測量和計算(1)根據(jù)熱化學(xué)方程式計算根據(jù)熱化學(xué)方程式計算焓變時常用的方法有關(guān)系式法、差量法、守恒法、方程組法等，在列比例式時，一定要做到兩個量的單位“上下一致，左右相當(dāng)”。(2)根據(jù)反應(yīng)物和生成物的總能量計算ΔH=生成物的總能量-反應(yīng)物的總能量(3)根據(jù)反應(yīng)物和生成物的鍵能計算ΔH=反應(yīng)物的總鍵能-生成物的總鍵能(4)根據(jù)可燃物的燃燒熱計算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|(燃燒熱)(5)根據(jù)蓋斯定律計算反應(yīng)熱方法一：虛擬途徑法方法二：加和法典

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講考點02反應(yīng)熱的測量和計算【典例02-1】利用圖示裝置測定中和熱的實驗步驟如下：①量取

溶液倒入小燒杯中，測量溫度；②量取

溶液，測量溫度；③打開杯蓋，將NaOH溶液倒量熱計的內(nèi)筒，立即蓋上杯蓋，插入溫度計，混合均勻后測量混合液溫度。下列說法不正確的是A．儀器A的名稱是玻璃攪拌器B．為便于酸堿充分反應(yīng)，NaOH溶液應(yīng)分多次加入C．NaOH溶液稍過量的原因是確保硫酸完全被中和D．用溫度計測定NaOH溶液起始溫度后直接測定溶液的溫度，所測中和熱ΔH有誤差B典

例

精

講考點02反應(yīng)熱的測量和計算【典例02-2】C典

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講考點02反應(yīng)熱的測量和計算【典例02-3】C舉

一

反

三考點02反應(yīng)熱的測量和計算【演練01】某實驗小組設(shè)計用0.55mol/L的NaOH溶液50mL與0.50mol/L的鹽酸50mL置于如圖所示的裝置中進行測定中和熱的實驗。（1）該裝置中缺少的一種玻璃儀器是________，該儀器的作用是________。（2）實驗中，所用NaOH稍過量的原因是________。（3）在中和熱測定實驗中，有用水洗滌溫度計上的鹽酸溶液的步驟，若無此操作，則測得的中和熱數(shù)值_______(填“偏大”、“偏小”或“不變”)。測量NaOH溶液溫度時，溫度計上的堿未用水沖洗，對測定結(jié)果有何影響？________(填“偏大”、“偏小”或“無影響”)。舉

一

反

三考點02反應(yīng)熱的測量和計算（4）該實驗小組做了三次實驗，每次取鹽酸和NaOH溶液各50mL，并記錄如表原始數(shù)據(jù)：已知鹽酸、NaOH溶液密度均近似為1.00g/cm3，中和后混合液的比熱容c=4.18×10?3kJ/(g·℃)，則該反應(yīng)的中和熱ΔH=________。(保留到小數(shù)點后1位)舉

一

反

三考點02反應(yīng)熱的測量和計算（1）玻璃攪拌器讓酸堿充分接觸發(fā)生反應(yīng)（2）確保定量的HCl反應(yīng)完全（3）偏小無影響（4）?56.8kJ/mol舉

一

反

三考點02反應(yīng)熱的測量和計算【演練02】C舉

一

反

三考點02反應(yīng)熱的測量和計算【演練03】B燃燒熱

燃料的合理利用3考

點

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理一、燃燒熱考點03燃燒熱燃料的合理利用1．反應(yīng)熱與燃燒熱的比較

反應(yīng)熱燃燒熱能量的變化放熱或吸熱放熱ΔH的大小放熱時，ΔH＜0；吸熱時，ΔH＞0ΔH＜0反應(yīng)物的量不限1mol純物質(zhì)生成物無要求指定產(chǎn)物熱化學(xué)方程式有無數(shù)個唯一考

點

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理一、燃燒熱考點03燃燒熱燃料的合理利用2．燃燒熱和中和熱的比較

燃燒熱中和熱相同點能量變化放熱ΔH及其單位ΔH＜0，單位均為kJ·mol－1不同點反應(yīng)物的量1mol不一定為1mol生成物的量不確定生成水的量為1mol反應(yīng)熱的含義101kPa時，1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的熱量，即C→CO2(g)、H→H2O(l)、S→SO2(g)、N元素→N2(g)、X(鹵素)→HX(g)在稀溶液里，酸與堿發(fā)生中和反應(yīng)生成1mol水時所放出的熱量表示方法燃燒熱ΔH＝－akJ·mol－1(a＞0)強酸與強堿反應(yīng)的中和熱ΔH＝－57.3kJ·mol－1特點物質(zhì)燃燒一定放熱，ΔH一定為負值弱酸、弱堿電離吸熱，中和熱數(shù)值比57.3小，有沉淀生成的中和熱數(shù)值比57.3大考

點

梳

理思維誤區(qū)考點03燃燒熱燃料的合理利用1．化學(xué)反應(yīng)過程中一定有能量變化，但不一定都以熱能的形式放出，可能還有電能、光能等其他形式。2．吸熱反應(yīng)、放熱反應(yīng)判斷“兩大”誤區(qū)：誤區(qū)一：與反應(yīng)條件有關(guān)。實際上，很多放熱反應(yīng)需要加熱或點燃，如木炭燃燒等，而有些吸熱反應(yīng)在常溫下即