（6）化学反应与热能—高考化学一轮复习大单元知识清单

（6）化学反应与热能—高考化学一轮复习大单元知识清单
1.反应热与焓变
①反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量。
② 焓变：生成物与反应物的内能差， ΔH ＝ H(生成物)－H(反应物)，单位：kJ/mol(或 kJ·mol－1)。
③反应热与焓变的关系：恒压条件下的反应热等于焓变。
2.放热反应与吸热反应
类型 比较 放热反应 吸热反应
定义 放出热量的反应 吸收热量的反应
形成原因 反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量 反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量
与化学键的关系 生成物分子成键时释放的总能量大于反应物分子断键时吸收的总能量 生成物分子成键时释放的总能量小于反应物分子断键时吸收的总能量
表示方法 ΔH=生成物的总能量－反应物的总能量 ΔH=反应物的键能总和－生成物的键能总和
ΔH＜0 ΔH＞0
图示
判断方法 ①大部分化合反应； ②酸碱中和反应； ③所有的燃烧反应； ④活泼金属与水或酸的反应 ①需要加热的分解反应； ②少数化合反应，如 CO2＋C2CO； ③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应
3.热化学方程式
(1)定义：能表示反应所释放或吸收的热量的化学方程式，叫做热化学方程式。
(2)书写热化学方程式的注意事项
①化学方程的右边必须写上△H，并用空格隔开，△H：吸热用“+”，放热用：“－”，单位是kJ/mol.
②需注明反应时的温度和压强。如不注明，即指常温、常压： 25 ℃ 101 kPa不用写加热、加压、催化剂等反应条件。
③必须注明各物质的状态：固体—s，液体—l，气体—g，溶液—aq；不用标 【 ↑↓ 】。
④热化学方程式中化学计量数表示参加反应的各物质的物质的量，可为整数或分数，其△H与系数对应成比例。
⑤ 若反应逆向进行，则△H改变符号，但绝对值不变。
4.燃烧热
(1)概念：25 ℃、101 kPa 时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的能量。
(2)单位：kJ·mol－1。
(3)意义：C 的燃烧热为 393.5 kJ·mol－1，表示在 25 ℃、101 kPa 条件下，1 mol C完全燃烧生成CO2气体时放出393.5 kJ 热量。
(4)元素燃烧生成的稳定氧化物：C→CO2(g)、H→H2O(l)、S→SO2(g)。
5.中和热
(1)定义及表示方法
(2)中和热的测定
计算公式：ΔH＝kJ·mol－1
t1—起始温度，t2—终止温度，n—生成水的物质的量，c—中和后生成的溶液的比热容，一般为4.18 J/(g·℃)。
【注意事项】
a.碎泡沫塑料(或纸条)及泡沫塑料板的作用是隔热，防止热量散失。
b.为保证酸、碱完全中和，常使碱稍稍过量。
c. 实验中若使用弱酸或弱碱，会使测得的中和热数值偏小。
(6)能源
①能源分类
②解决能源问题的措施：提高能源的利用效率；开发新能源。
6.盖斯定律
(1)概念：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的，这就是盖斯定律。
(2)意义：应用盖斯定律可以间接计算某些反应的反应热。
(3)应用
7.反应热的比较和计算
(1)ΔH大小比较注意事项
①考虑反应物或生成物的聚集状态。由于气体变成液体，液体变成固体均会放热，若是放热反应，生成固体放出的热量>生成液体放出的热量>生成气体放出的热量；若是吸热反应，生成气体吸收的热量>生成液体吸收的热量>生成固体吸收的热量。也可以借助下图理解:
②考虑反应的化学计量数。若一反应的化学计量数是另一反应的化学计量数的n倍，则反应热亦为另一反应的反应热的n倍。当反应物和生成物的状态相同时，参加反应物质的量越多，放热反应的ΔH越小，吸热反应的ΔH越大。
③可逆反应中的ΔH是指完全反应时的反应热，因此要考虑反应的程度，反应的程度越大，反应热越大。
④要注意ΔH的“+”和“-”。在比较大小时，正负号具有数学意义。
(2)反应热的计算题型
a.利用热化学方程式进行有关计算。
根据已知的热化学方程式和已知的反应物或生成物的物质的量或反应吸收或放出的热量，可以把反应焓变当作“产物”，计算反应的反应热。
b.依据燃烧热数据，利用公式直接计算反应热。
反应热=燃烧热×n(可燃物的物质的量)
c.根据图示中能量变化来确定焓变
ΔH=H(生成物)-H(反应物)
如图Ⅰ：ΔH=H1-H2<0，该反应为放热反应；
如图Ⅱ：ΔH=H2-H1>0，该反应为吸热反应；焓变=a-b。
d.根据旧键断裂和新键形成过程中的能量差计算反应热。如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。