第二节 燃烧热 能源
学习目标
核心素养
1.理解燃烧热的定义及燃烧热的化学方程式的书写。2．知道能源是人类生存和社会发展的重要基础，知道使用化石燃料的利弊和新能源的开发。
1.科学探究与创新意识：创设真实情景，了解不同应用情景中燃料的选择，了解化工生产路线的选择等，组织学生开展根据能量利用需求选择反应、设计能量转化路径和装置等活动，提升科学探究与创新意识。2．科学态度与社会责任：了解生活和化工生产中能源的利用情况，形成科学合理利用化学反应中的能量变化的意识和能源节约意识，了解化学在解决能源危机中的重要作用，提升科学态度与社会责任。
一、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热量。单位：kJ·mol－1。
2．意义
例如：C2H2的燃烧热为1
299.6
kJ·mol－1，表示在25_℃、101_kPa时，1_mol
C2H2完全燃烧生成CO2和液态水时放出1
299.6
kJ的热量。
二、能源
1．定义
能提供能量的自然资源，它包括化石燃料、阳光、风力、流水、潮汐以及柴草等。
2．类型及特点
(1)化石燃料
①种类：煤、石油、天然气。
②缺点
③解决燃料枯竭的措施
(2)新能源
①类型：太阳能、氢能、地热能、风能、海洋能和生物质能等。
②特点：资源丰富，可以再生，没有污染或很少污染。
3．地位
能源是国民经济和社会发展的重要物质基础，它的开发和利用情况可以衡量一个国家和地区的经济发展和科学技术水平。
探究点一 正确理解燃烧热
1．正确理解燃烧热
(1)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
℃、101
kPa时的热量)，还与反应物和生成物的聚集状态有关。
(2)定义中的“1
mol物质”是指1
mol纯净物(单质或化合物)。
(3)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。
完全燃烧时，下列元素要生成对应的氧化物：
C→CO2 H→H2O S→SO2
C→CO不是完全燃烧，而S→SO3不是燃烧产物，生成的水为液态，不能是气态。
(4)因为物质燃烧都是放热反应，所以表达物质燃烧热时的ΔH均为负值，即ΔH<0。
(5)燃烧热是以1
mol物质完全燃烧所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1
mol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。
例如，C8H18燃烧的热化学方程式：2C8H18(l)＋25O2(g)===16CO2(g)＋18H2O(l) ΔH＝－11
036
kJ/mol，C8H18的燃烧热为5
518
kJ/mol，而不是11
036
kJ/mol，表示C8H18燃烧热的热化学方程式：C8H18(l)＋O2(g)===8CO2(g)＋9H2O(l) ΔH＝－5
518
kJ/mol。
2．燃烧热和中和热的异同
1．氢气的燃烧热ΔH＝－285.8
kJ·mol－1，想一想，下面表示氢气燃烧热的热化学方程式正确吗？
H2(g)＋O2(g)===H2O(g)
ΔH＝－285.8
kJ·mol－1
提示：不正确。燃烧热测得数据的条件是25
℃，此时水应该是液态。
2．燃烧热与反应热ΔH有何关系？
提示：①反应热范围广，包括中和热、燃烧热、溶解热等所有化学反应中的热量变化，而燃烧热只是反应热的一种形式；②反应热有吸热与放热之分，而燃烧只能放热，即ΔH<0。可用以下图示表示：
【例1】 已知反应：①25
℃、101
kPa时，2C(s)＋O2(g)===2CO(g) ΔH＝－221
kJ·mol－1；
②稀溶液中，H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l) ΔH＝－57.3
kJ·mol－1
下列结论正确的是( )
A．碳的燃烧热ΔH<－110.5
kJ·mol－1
B．①的反应热为221
kJ·mol－1
C．稀硫酸与稀NaOH溶液反应的中和热
ΔH＝－(2×57.3)
kJ·mol－1
D．稀醋酸和稀NaOH溶液反应生成1
mol
H2O，放出57.3
kJ的热量
【思路分析】 正确理解反应热、燃烧热和中和热的概念。
【解析】 由反应①可知，1
mol碳燃烧生成CO放出的热量为110.5
kJ，CO燃烧生成二氧化碳继续放出热量，故1
mol碳完全燃烧放出的热量大于110.5
kJ，碳的燃烧热ΔH<－110.5
kJ·mol－1，故A正确；反应热包含符号，①的反应热为－221
kJ·mol－1，故B错误；稀的强酸、强碱的中和热为ΔH＝－57.3
kJ·mol－1，稀硫酸与稀NaOH溶液反应的中和热为ΔH＝－57.3
kJ·mol－1，故C错误；醋酸是弱电解质，电离需吸收热量，稀醋酸与稀NaOH溶液反应生成1
mol水，放出的热量小于57.3
kJ，故D错误。
【答案】 A
已知充分燃烧a
g乙炔(C2H2)气体时生成液态水和1
mol二氧化碳气体，并放出热量b
kJ，则下列关于乙炔气体燃烧热的热化学方程式正确的是( B )
A．2C2H2(g)＋5O2(g)===4CO2(g)＋2H2O(l)
ΔH＝－4b
kJ·mol－1
B．C2H2(g)＋O2(g)===2CO2(g)＋H2O(l)
ΔH＝－2b
kJ·mol－1
C．2C2H2(g)＋5O2(g)===4CO2(g)＋2H2O(l)
ΔH＝－2b
kJ·mol－1
D．2C2H2(g)＋5O2(g)===4CO2(g)＋2H2O(l)
ΔH＝＋b
kJ·mol－1
解析：生成1
mol
CO2消耗0.5
mol
C2H2，故乙炔的燃烧热是2b
kJ·mol－1，B项正确。
探究点二 燃烧热的计算方法
1．燃烧热是以1
mol物质完全燃烧所放出的热量来定义的，因此计算燃烧反应释放的热量时先应计算出可燃物的物质的量[n(可燃物)]，然后根据该可燃物的燃烧热ΔH计算燃烧反应所释放的热量。其计算公式为：Q放＝n(可燃物)×ΔH。
2．有关燃烧热的混合物的计算方法
(1)列方程组法。列方程组法思路简单，应用普遍，但求解过程繁杂。
(2)十字交叉法。
推出：＝＝＝
(3)估算法：该方法适用于选择题，抓住选项的特点，分析估算，求解快捷。
故解此类题目时，可根据实际情况选择快而准确的解法。
【例2】 已知2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－571.6
kJ/mol。C3H8(g)＋5O2(g)===3CO2(g)＋4H2O(l)
ΔH＝－2
220
kJ/mol。设有氢气和丙烷的混合气体5
mol，完全燃烧时放出热量为3
847
kJ，则混合气体中氢气与丙烷的体积比是( )
A．1?3
B．3?1
C．1?4
D．1?1
【思路分析】 本题为反应热和混合物的计算问题。
【解析】 方法一：常规解法——列方程。设混合气体中氢气和丙烷分别为x
mol和y
mol，由燃烧的热化学方程式可知H2的燃烧热为285.8
kJ/mol，则可得下列方程式：
联立解得x＝3.75，y＝1.25。
所以混合气体中氢气和丙烷分别为3.75
mol和1.25
mol，故二者的体积比为3?1。故选B。
方法二：估算法。由题：H2的燃烧热为285.8
kJ/mol，C3H8的燃烧热为2
220
kJ/mol；5
mol混合气体完全燃烧共放出3
847
kJ热量。可知，其中C3H8一定小于2
mol，则H2一定大于3
mol，H2与C3H8的体积比一定大于3?2，故选B。
方法三：混合物计算的另一种常规思维方法是平均值法——十字交叉法。把5
mol混合气体看做纯净气体，该气体的平均燃烧热为3
847
kJ/5
mol＝769.4
kJ/mol，有：
得V(H2)?V(C3H8)＝1
450.6?483.6＝3?1。
可得二者的物质的量之比也为3?1。故正确答案为B。
【答案】 B
在一定条件下，CO和CH4燃烧的热化学方程式如下：
2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g) ΔH＝－566
kJ/mol
CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)
ΔH＝－890
kJ/mol
由1
mol
CO和3
mol
CH4组成的混合气体在上述条件下完全燃烧时，放出的能量为( B )
A．2
912
kJ
B．2
953
kJ
C．3
236
kJ
D．3
867
kJ
解析：根据热化学方程式可知，1
mol
CO完全燃烧放出的能量为566
kJ·mol－1×0.5
mol＝283
kJ,
3
mol
CH4完全燃烧放出的能量为890
kJ·mol－1×3
mol＝2
670
kJ，总共放热2
670
kJ＋283
kJ＝2
953
kJ。
条件点三 能源及其分类
1．能源的概念
能源就是能提供能量的资源，它包括化石燃料(煤、石油、天然气)、光能、风能、水能、海洋能等。
2．分类
(1)按形式分类
来自太阳辐射的能量
太阳能、风能、水能、生物质能、煤、石油、天然气
来自地球内部的能量
地热能、核能、火山、地震
来自天体引力的能量
潮汐能
(2)按来源分类
3.能源的重要地位
能源是国民经济和社会发展的重要物质基础，它的开发和利用情况，可以用来衡量一个国家或地区的经济发展和科学技术水平。
4．解决能源危机的方法
(1)科学地控制燃烧反应，使燃料充分燃烧，提高能源的使用效率，是节约能源的重要措施。
提高燃料燃烧效率的方法有：
①将煤制成蜂窝状，以增加与空气的接触面积。
②通过一定的方法将煤转化为液体燃料(如甲醇)。
③通过一定的方法将煤转化为气体燃料(如煤气)。
④在农村，燃烧秸秆时，常使用鼓风机(或风箱)，通过鼓入足量的空气，使秸秆充分燃烧。
⑤在使用煤气或天然气作燃料时，常通过调节燃气的进风口，通入足量的空气，保证气体的充分燃烧。
⑥在生产和生活中，还需要充分利用燃料燃烧所放出的能量。例如，火力发电厂会产生大量的余热，发电厂的附近常建有其他工厂(如水泥厂)，用发电厂产生的余热进行生产。
(2)寻找新的能源，现在正在探索的新能源有太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能和生物质能等。它们来源丰富，可以再生，没有污染或污染很小。
5．新能源的开发
新能源是指以新技术为基础，系统开发利用的能源，包括太阳能、生物质能、风能、海洋能、地热能等。
(1)太阳能
将太阳能转化为人类可控制的能量一直是科学家不断探索的领域，例如，将太阳能转化为电能。美国俄亥俄州立大学的生物化学家已成功研制出一种模拟生物体系的光化电池，该电池用叶绿体转化和储存太阳能，转化率接近1%(仿生系统转化率为0.002%)。为了将太阳能转化为电能，科学家研究了许多光电转换材料，如单晶硅材料、多晶硅材料及非晶硅材料等，因采用新技术，光电转化效率增大。
(2)氢能
氢能是人类最理想的能源，主要用作高能燃料，可应用于飞机、汽车、燃料电池等需要热能或其他形式能量的设备中。
①氢能的特点
a．氢气的密度最小，在标准状况下仅为0.089
9
g/L。
b．原料来源广。地球上分布着大量的水，其组成元素为H和O。若把其中的氢提取出来，其产生的总热量比地球上所有化石燃料燃烧放出的热量还多9
000倍。
c．燃烧性能好，与空气混合时有广泛的可燃范围。
d．无污染，氢燃烧产生H2O，不会污染环境。
e．可循环利用，生成的H2O再分解为H2和O2，可再循环使用。可谓取之不尽，用之不竭。
f．氢转化可得到的能量的形式多样，既可燃烧提供热能，进一步转化为机械能及其他能量，也可以制成燃料电池直接转化为电能。
②氢能的利用存在的问题
在目前的条件下，大规模利用氢气作为能源还需解决以下问题：
a．廉价的制氢技术，因为氢是一种二次能源，它的制取不但需要消耗大量的能量，而且目前制氢效率很低，因此寻求大规模的廉价的制氢技术是各国科学家共同关注的问题。
b．安全可靠的贮氢和输氢方法。由于液氢易汽化、着火、爆炸，因此如何妥善解决氢能的贮存和运输问题也就成为开发氢能的关键。
(3)地热能
世界上地热能蕴藏丰富，相当于煤储量的1.7亿倍。许多国家都在进行地热勘探，已发现和打出地热泉和地热井7
300多处。地热能已被用于采暖、育种、温室、发电等方面。
(4)风能
风能是太阳能的一种转换形式。地球一年可利用的风能相当于5×1014
kW·h电能，是目前全世界能量消耗的30倍。
特别提醒：以上四种能源被称为最有希望的新能源，因为它们来源丰富、可再生、对环境无污染或污染很小。
1．请思考促使燃料充分燃烧的条件有哪些？
提示：燃料充分燃烧需要考虑两点：一是燃烧时要有足够多的空气；二是燃料与空气有足够大的接触面积。若空气不足，燃料燃烧就不完全，这样不仅产生的热量少，而且产生大量的CO等物质，这些CO及燃烧不完全的颗粒等随烟气排出后，会污染空气且危害人体健康；若空气通入量过多，过量的空气会带走部分热量，同样会造成浪费。同时若使用大块的固体燃料，块状固体与空气的接触面积有限，燃料往往不能充分燃烧。
2．选择燃料的标准是什么？(教材“思考与交流”)
提示：(1)物质的燃烧热；
(2)燃料的储量；
(3)燃料的开采、运输；
(4)燃料储存的条件、价格；
(5)燃料燃烧时的产物对生态环境的影响。
例如：液化石油气中的丙烷燃料热值高，地下石油储量丰富，开采较容易，燃烧时产生CO2、H2O对环境污染小，缺点是储存、运输不方便。
3．煤作为燃料存在的问题有哪些？
提示：(1)煤是重要的化工原料，把煤作为燃料简单烧掉太可惜，应该综合利用。
(2)煤直接燃烧时产生的CO、SO2等有毒气体及烟尘，对环境造成严重污染。
(3)煤作为固体燃料，燃烧反应速率小，热利用效率低且运输不方便。
(4)可以通过清洁煤技术，如煤的液化和气化，以及实行烟气净化脱硫等，大大减少燃煤对环境造成的污染，提高煤的利用率。
【例3】 太阳能是清洁的新能源，为了环保，我们要减少使用像煤炭这样的常规能源而大力开发新能源。下列属于新能源的是( )
①石油
②地热能
③核能
④天然气
⑤风能
⑥潮汐能
A．①②③④
B．①②④
C．②③⑤⑥
D．②⑤⑥
【思路分析】 本题考查能源分类，可以采用排除法解答，常规能源为化石燃料，包括煤、石油、天然气等，除常规能源外的多数能源为新能源。
【解析】 常规能源是指技术较为成熟且被大规模利用的能源，主要包括煤、石油、天然气等；新能源是指尚未被大规模利用、利用历史短的能源，如地热能、核能、风能、潮汐能等。风能作为新能源的利用方式是风力发电。
【答案】 C
下列图示关系不正确的是( B )
解析：燃烧热和中和热均属于反应热，二者是并列关系，A项正确；一次能源和二次能源是并列关系，而非交叉关系，B项错误；氧化还原反应既有放热反应又有吸热反应，非氧化还原反应也是既有放热反应又有吸热反应，C项正确；根据能源的分类及关系可知，D项正确。
1．下列关于热化学反应的描述中正确的是( B )
A．HCl和NaOH反应的中和热ΔH＝－57.3
kJ/mol，则H2SO4和Ca(OH)2反应的中和热ΔH＝2×(－57.3)
kJ/mol
B．CO(g)的燃烧热是283.0
kJ/mol，则2CO2(g)===2CO(g)＋O2(g)反应的ΔH＝＋2×283.0
kJ/mol
C．需要加热才能发生的反应一定是吸热反应
D．1
mol甲烷燃烧生成气态水和二氧化碳所放出的热量是甲烷的燃烧热
解析：中和热的数值是一个定值，与几元酸几元碱反应无关，故A错；B项显然正确；放热反应有的也需要加热，C项错；甲烷燃烧生成液态水和二氧化碳所放出的热才是甲烷的燃烧热，故D项也错。
2．下列有关化学反应与能量变化的说法正确的是( C )
A．甲烷的燃烧热为890.3
kJ·mol－1，则1
mol甲烷燃烧时放出的热量一定为890.3
kJ
B．氢气和氧气反应生成液态水时比生成等量的气态水时所放出的热量少
C．由图可知，金刚石的燃烧热比石墨的燃烧热大
D．铁在纯氧中完全燃烧时放出的热量就是其燃烧热
解析：1
mol
CH4只有完全燃烧且生成的水为液态时放出的热量才为890.3
kJ，A项错误；液态水具有的能量比等量的气态水具有的能量低，故生成液态水时放出的热量多，B项错误；由图可知，金刚石的能量比石墨的能量高，C项正确；没有明确参与反应的铁的物质的量，故D项错误。
3．能源与我们日常生活密切相关，下列有关能源的叙述中错误的是( D )
A．我国目前使用的主要能源是化石燃料，属于不可再生能源
B．提高燃料的燃烧效率对于节约能源十分重要
C．科学家正在研究开发太阳能、风能、潮汐能等新能源，并取得了一定进展
D．氢能是一种理想的绿色能源，现在的科技水平已经能够全面推广使用氢能
解析：A.我国目前使用的主要能源是煤和石油等化石燃料，正确；B.提高燃料的燃烧效率对于节约能源十分重要，正确；C.科学家正在研究开发太阳能、风能、潮汐能等新能源，并取得了一定进展，正确；D.氢能是一种理想的绿色能源，现在的科技水平还没有为全面推广使用氢能做好准备，氢气的贮存和安全仍存在问题，错误；故选D。
4．下列热化学方程式中ΔH的绝对值表示可燃物燃烧热的是( C )
A．2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g) ΔH＝－566
kJ·mol－1
B．CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g)
ΔH＝－802.3
kJ·mol－1
C．H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH＝－285.8kJ·mol－1
D．2C8H18(l)＋25O2(g)===16CO2(g)＋18H2O(l)
ΔH＝－1
103.6
kJ·mol－1
解析：燃烧热是指25
℃、101
kPa时，1
mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。B选项，生成水蒸气，不是稳定的状态，稳定的状态应该生成液态水；A选项物质的量不是1
mol；D选项不是1
mol。
5．在101
kPa时，32
g
CH4完全燃烧生成CO2和液态H2O，放出的热量为1
780
kJ，则甲烷的燃烧热为( C )
A．1
780
kJ/mol
B．－1
780
kJ/mol
C．890
kJ/mol
D．－890
kJ/mol
解析：32
g甲烷的物质的量为2
mol，所以1
mol
甲烷在101
kPa时，完全燃烧放出的热量为890
kJ/mol，其热化学方程式为CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－890
kJ/mol，即甲烷的燃烧热为890
kJ/mol。
6．已知：强酸和强碱在稀溶液中发生反应时的中和热为57.3
kJ·mol－1,101
kPa时辛烷的燃烧热为5
518
kJ·mol－1。则下列热化学方程式书写正确的是( B )
A．H＋＋OH－===H2O ΔH＝－57.3
kJ·mol－1
B．2NaOH(aq)＋H2SO4(aq)===Na2SO4(aq)＋2H2O(l)
ΔH＝－114.6
kJ·mol－1
C．2C8H18(l)＋25O2(g)===16CO2(g)＋18H2O(g)
ΔH＝－11
036
kJ·mol－1
D．2C8H18(l)＋25O2(g)===16CO2(g)＋18H2O(l)
ΔH＝－5
518
kJ·mol－1
解析：本题的易错之处是忽视热化学方程式的书写要求而错选A项。书写热化学方程式时需注明各物质的状态，A项错误。在强酸和强碱的中和反应中生成1
mol水时放出57.3
kJ热量，那么生成2
mol水时放出114.6
kJ热量，B项正确。燃烧热指1
mol可燃物完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，C项生成物H2O的状态应是液态，C项错误。D项的ΔH应该等于－11
036
kJ·mol－1，D项错误。
7．(1)在101
kPa时，4.0
g硫粉在氧气中完全燃烧生成二氧化硫，放出27
kJ的热量，硫的燃烧热为216_kJ/mol，硫燃烧的热化学方程式为S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH＝－216
kJ/mol。
(2)在101
kPa时，氢气在1.00
mol氧气中完全燃烧，生成2.00
mol液态水，放出571.6
kJ的热量，氢气的燃烧热为285.8_kJ/mol，表示氢气燃烧热的热化学方程式为H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH＝－285.8
kJ/mol。
解析：(1)4.0
g硫粉的物质的量为1/8
mol，在O2中完全燃烧时放出27
kJ的热量，1
mol硫在O2中充分燃烧时放出的热量为27
kJ/mol×8
mol＝216
kJ，故硫的燃烧热为216
kJ/mol，硫燃烧的热化学方程式为：S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH＝－216
kJ/mol；
(2)1
mol
H2在O2中完全燃烧时，消耗O2的物质的量为
mol，故H2的燃烧热为
kJ/mol＝285.8
kJ/mol，H2燃烧的热化学方程式为：H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH＝－285.8
kJ/mol。
8．25
℃、101
kPa时，氢气和氧气反应生成1
mol
水蒸气放热241.8
kJ，该反应的热化学方程式为H2(g)＋O2(g)===H2O(g) ΔH＝－241.8
kJ/mol。
若1
g水蒸气转化为液态水放热2.444
kJ，则反应2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)的ΔH＝－571.6
kJ/mol，由此可知氢气的燃烧热为285.8
kJ/mol。
解析：书写热化学方程式时要注意：①标明反应物及生成物的聚集状态。②化学计量数改变时，ΔH也同倍数地改变。故H2燃烧生成水蒸气的热化学方程式可写成：H2(g)＋O2(g)===H2O(g) ΔH＝－241.8
kJ/mol或2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH＝－483.6
kJ/mol。36
g(2
mol)水蒸气变成36
g液态水放热：36
g×2.444
kJ/g≈88
kJ，所以2
mol
H2燃烧生成2
mol
H2O(l)时，ΔH＝－483.6
kJ/mol－88
kJ/mol＝－571.6
kJ/mol。燃烧热为1
mol
纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所释放的热量，故H2的燃烧热为＝285.8
kJ/mol。
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14
-第三节 化学反应热的计算
学习目标
核心素养
1.从能量守恒的角度理解并掌握盖斯定律。2．能正确运用盖斯定律解决具体问题。3．掌握化学反应热的有关计算。
1.证据推理与模型认知：依据生活中的常识，构建盖斯定律模型，理解盖斯定律的本质，形成运用盖斯定律进行相关判断或计算的思维模式。2．科学态度与社会责任：了解盖斯定律对反应热测定的重要意义，树立为人类科学发展而努力的精神与社会责任感。
一、盖斯定律
1．内容：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。或者说，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．从能量守恒定律理解：
从S→L，ΔH1<0，体系放热；
从L→S，ΔH2>0，体系吸热；
根据能量守恒，ΔH1＋ΔH2＝0。
3．应用：因为有些反应进行得很慢，有些反应不容易直接发生，有些反应的产品不纯，这给测定反应热造成了困难。应用盖斯定律，就可以间接地把它们的反应热计算出来。如求C(s)＋O2(g)===CO(g)的反应热：
根据盖斯定律，ΔH1＝ΔH3＋ΔH2 ΔH3＝ΔH1－ΔH2
这样就可以求出C(s)＋O2(g)===CO(g)的反应热ΔH3。
二、反应热的计算
1．反应热的计算依据
(1)热化学方程式与数学上的方程式相似，可以移项同时改变正、负号；各项的系数包括ΔH的数值可以同时扩大或缩小相同的倍数。
(2)根据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH相加或相减，得到一个新的热化学方程式。
(3)可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×其燃烧热。
2．注意事项
(1)反应热数值与各物质的化学计量数成正比，因此热化学方程式中各物质的化学计量数改变时，其反应热数值需同时做相同倍数的改变。
(2)热化学方程式中的反应热是指反应按所给形式完全进行时的反应热。
(3)正、逆反应的反应热数值相等，符号相反。
探究点一 盖斯定律的应用
一、利用盖斯定律进行问题分析时，常用加合法和途径法
1．加合法
将所给热化学方程式适当加减得到所求的“目标”热化学方程式过程中，反应热也作相应的处理。
由已知的若干热化学方程式写目标热化学方程式或求目标热化学方程式的反应热。
(1)若已知热化学方程式的反应物仍然是目标热化学方程式的反应物，则调整计量系数与“目标”一致后将其相加或做“基础”。
(2)若已知热化学方程式的反应物属于目标热化学方程式的生成物，则调整计量数与“目标”相符，再由“基础”相减。
(3)与目标热化学方程式无关的物质通过加减乘除消去。
(4)反应热相应乘以系数后再相应加减。
2．途径法
(1)若反应物A变为生成物D，可以有两个途径：
途径Ⅰ：由A直接变成D，反应热为ΔH；
途径Ⅱ：由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。
途径Ⅰ称为“逆时针方向”途径，途径Ⅱ称为“顺时针方向”途径；两种途径反应热总和相等。
则有：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。
(2)如已知下列两个热化学方程式：
①P4(s，白磷)＋5O2(g)===P4O10(s)
ΔH1＝－2
983.2
kJ/mol
②P(s，红磷)＋O2(g)===P4O10(s)
ΔH2＝－738.5
kJ/mol
要写出白磷转化为红磷的热化学方程式可虚拟如下过程。
根据盖斯定律
ΔH＝ΔH1＋(－ΔH2)×4＝－2
983.2
kJ/mol＋738.5
kJ/mol×4＝－29.2
kJ/mol
所以白磷转化为红磷的热化学方程式为
P4(s，白磷)===4P(s，红磷) ΔH＝－29.2
kJ/mol
也可由①－4×②得白磷转化为红磷的热化学方程式为：
P4(s，白磷)===4P(s，红磷) ΔH＝－29.2
kJ/mol
二、盖斯定律在比较物质稳定性中的应用
利用盖斯定律可以判断同素异形体、同分异构体的稳定性强弱，它们之间转化的热效应和反应热的大小。
例如：已知下列两个热化学方程式：
①P4(s，白磷)＋5O2(g)===P4O10(s)
ΔH1＝－2
983.2
kJ·mol－1
②P(s，红磷)＋O2(g)===P4O10(s)
ΔH2＝－738.5
kJ·mol－1
根据盖斯定律：①－②×4可得P4(s，白磷)===4P(s，红磷)，其ΔH＝ΔH1－4×ΔH2＝－2
983.2
kJ·mol－1－4×(－738.5
kJ·mol－1)＝－29.2
kJ·mol－1，说明白磷转化为红磷的反应是放热反应，从而说明白磷的稳定性比红磷的稳定性弱。
1．相同质量的H2分别与O2完全反应生成液态水和气态水，哪一个放出的热量多？
提示：比较两者放出热量的多少可根据盖斯定律设计如下过程：
故Q1＝Q2＋ΔQ，ΔQ>0，即Q1>Q2。
因此，生成液态水放出的热量多。
2．根据以下两个反应：
C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1＝－393.5
kJ·mol－1
CO(g)＋1/2O2(g)===CO2(g) ΔH2＝－283.0
kJ·mol－1
依据盖斯定律，设计合理的途径，计算出C(s)＋1/2O2(g)===CO(g)的反应热ΔH。
提示：根据所给的两个反应方程式，反应C(s)＋O2(g)===CO2(g)可设计为如下途径：
ΔH1＝ΔH＋ΔH2
ΔH＝ΔH1－ΔH2＝－393.5
kJ·mol－1－(－283.0
kJ·mol－1)＝－110.5
kJ·mol－1。
【例1】 已知下列反应的热化学方程式：
6C(s)＋5H2(g)＋3N2(g)＋9O2(g)===2C3H5(ONO2)3(l)
ΔH1
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH2
C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH3
则反应4C3H5(ONO2)3(l)===12CO2(g)＋10H2O(g)＋O2(g)＋6N2(g)的ΔH为( )
A．12ΔH3＋5ΔH2－2ΔH1
B．2ΔH1－5ΔH2－12ΔH3
C．12ΔH3－5ΔH2－2ΔH1
D．ΔH1－5ΔH2－12ΔH3
【思路分析】 本题考查对盖斯定律的理解：
【解析】 根据盖斯定律，由第三个热化学方程式×12＋第二个热化学方程式×5－第一个热化学方程式×2可得目标热化学方程式，则ΔH＝12ΔH3＋5ΔH2－2ΔH1。
【答案】 A
已知H2(g)、C2H4(g)和C2H5OH(l)的燃烧热分别是－285.8
kJ·mol－1、－1
411.0
kJ·mol－1和－1
366.8
kJ·mol－1，则由C2H4(g)和H2O(l)反应生成C2H5OH(l)的ΔH为( A )
A．－44.2
kJ·mol－1
B．＋44.2
kJ·mol－1
C．－330
kJ·mol－1
D．＋330
kJ·mol－1
解析：C2H4(g)＋3O2(g)===2CO2(g)
＋2H2O(l) ①
ΔH＝－1
411.0
kJ·mol－1
C2H5OH(l)＋3O2(g)===
2CO2(g)
＋3H2O(l) ②
ΔH＝－1
366.8
kJ·mol－1
①－②得C2H4(g)＋
H2O(l)
===
C2H5OH(l)
ΔH＝－44.2
kJ·mol－1。
探究点二 反应热的计算
反应热的计算方法
计算依据
计算方法
热化学方程式
热化学方程式与数学上的方程式相似，可以左右颠倒同时改变正负号，各物质前的化学计量数及ΔH的数值可以同时扩大或缩小相同的倍数
根据盖斯定律
根据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式包括ΔH相加或相减(很多时候，在热化学方程式相加或相减之前需要乘以或除以一个数)，得到一个新的热化学方程式
根据燃烧热
可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×其燃烧热
根据化学键的变化
ΔH＝反应物的化学键断裂时所吸收的能量和－生成物的化学键形成时所放出的能量和
根据反应物和生成物的总能量
ΔH＝E(生成物)－E(反应物)
根据图像
特别提示：应用盖斯定律计算反应热时应注意以下三点：
①热化学方程式同乘以某一个数时，反应热的数值也必须乘上该数。
②热化学方程式相加减时，同种物质之间可相加减，反应热也随之相加减。
③将一个热化学方程式左右颠倒时，ΔH的“＋”“－”号必须随之改变。
根据单一热化学方程式计算反应热和根据多个热化学方程式计算反应热的依据与方法有什么不同？如何操作？
提示：(1)单一热化学方程式的计算
根据热化学方程式的数据列比例式。对于热化学方程式，要注意反应热是指反应按所给形式完全进行时的反应热，热化学方程式中的化学计量数与各物质的物质的量成正比。
(2)多步热化学方程式的计算
运用盖斯定律将热化学方程式(包括ΔH)进行加减或乘除，得到新的热化学方程式后，再列比例式。
【例2】 甲醇(CH3OH)广泛用作燃料电池的燃料，可由天然气来合成，已知：
①2CH4(g)＋O2(g)===2CO(g)＋4H2(g)
ΔH＝－71
kJ·mol－1
②CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(l)
ΔH＝－90.5
kJ·mol－1
③CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)
ΔH＝－890
kJ·mol－1
(1)甲醇的燃烧热为________。
(2)若CO的燃烧热为282.5
kJ·mol－1，则H2的燃烧热为________。
【思路分析】 结合燃烧热的定义利用盖斯定律求解。
【解析】 (1)根据盖斯定律，×(③×2－①)得：CO(g)＋2H2(g)＋O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－854.5
kJ·mol－1 ④，④－②得：CH3OH(l)＋O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－764
kJ·mol－1，故甲醇的燃烧热为764
kJ·mol－1。
(2)由热化学方程式④得CO的燃烧热＋2×H2的燃烧热＝854.5
kJ·mol－1，由此可得H2的燃烧热为286
kJ·mol－1。
【答案】 (1)764
kJ·mol－1 (2)286
kJ·mol－1
已知：2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g) ΔH＝－566
kJ/mol
Na2O2(s)＋CO2(g)===Na2CO3(s)＋O2(g)
ΔH＝－226
kJ/mol
根据以上热化学方程式判断下列说法正确的是( C )
A．CO的燃烧热为283
kJ
B．如下图所示为CO生成CO2的反应过程和能量的关系
C．2Na2O2(s)＋2CO2(s)===2Na2CO3(s)＋O2(g)
ΔH>－452
kJ/mol
D．CO(g)与Na2O2(s)反应放出509
kJ热量时，转移电子数为6.02×1023
解析：A项，燃烧热的单位错误，应为kJ/mol；B项，图像中CO与CO2的物质的量都应是2
mol，且没有标明物质的状态，错误；由Na2O2(s)＋CO2(g)===Na2CO3(s)＋O2(g)
ΔH＝－226
kJ/mol知2Na2O2(s)＋2CO2(g)===2Na2CO3(s)＋O2(g) ΔH1＝－452
kJ/mol，因CO2(g)的能量大于CO2(s)的能量，所以反应2Na2O2(s)＋2CO2(s)===2Na2CO3(s)＋O2(g) ΔH2，放出的能量应比452
kJ小，而ΔH为负值，故ΔH2>ΔH1＝－452
kJ/mol，C项正确；根据盖斯定律，将题中下式乘以2，然后与上式相加，再除以2，即得Na2O2(s)＋CO(g)===Na2CO3(s) ΔH3＝－509
kJ/mol，此时转移电子数为1.204×1024，D项错误。
探究点三 反应热的大小比较
反应热大小的比较是高考的常见考点，也是高中化学学习的难点。
1．总体原则
(1)比较ΔH的大小时，必须把反应热的“＋”、“－”与反应热的数值看作一个整体进行比较；比较反应放出或吸收的热量时只比较数值的大小；比较“燃烧热”、“中和热”时，只需比较数值的大小。
(2)反应物的状态、化学计量数不同，则ΔH不同。
(3)ΔH是带符号进行比较的，所有吸热反应的ΔH均比放热反应的ΔH大。放热反应的ΔH<0，放热越多，ΔH越小，但|ΔH|越大。
(4)同一物质，状态不同，反应热亦不同。
如A(g)A(l)A(s)。
(5)对于可逆反应，因反应不能进行到底，实际反应过程中放出或吸收的能量要小于热化学方程式中反应热的数值。
2．比较类型
(1)同一反应，生成物的状态不同
如A(g)＋B(g)===C(g) ΔH1<0
A(g)＋B(g)===C(l) ΔH2<0
因为C(g)===C(l) ΔH3<0，而ΔH3＝ΔH2－ΔH1，则ΔH1>ΔH2。
(2)同一反应，反应物的状态不同
如S(g)＋O2(g)===SO2(g) ΔH1＝－a
kJ/mol
S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH2＝－b
kJ/mol
(3)同素异形体的不同单质发生相似反应，产物相同时
如C(s，石墨)＋O2(g)===CO2(g)
ΔH1＝－a
kJ·mol－1
C(s，金刚石)＋O2(g)===CO2(g)
ΔH2＝－b
kJ·mol－1
(4)两个有联系的不同反应
C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1<0
C(s)＋O2(g)===CO(g) ΔH2<0
C(s)CO2(g)
C(s)CO(g)CO2(g) ΔH2＋ΔH3＝ΔH1，ΔH1<0，ΔH2<0，ΔH3<0，
所以ΔH1<ΔH2。
并据此可以写出热化学方程式：CO(g)＋O2(g)===CO2(g) ΔH＝ΔH1－ΔH2
(5)根据中和反应中反应物的酸碱性强弱和浓度等比较大小
①浓硫酸和氢氧化钠固体反应生成1
mol
水时，反应放出的热量一定大于57.3
kJ(浓硫酸和氢氧化钠固体溶解时都会放出热量)。
②醋酸和NaOH溶液反应生成1
mol
水时，反应放出的热量一定小于57.3
kJ(醋酸电离会吸热)。
③稀硫酸和Ba(OH)2溶液反应生成1
mol
水时，反应放出的热量一定大于57.3
kJ(SO和Ba2＋反应生成BaSO4会放热)。
【例3】 下列各组热化学方程式的ΔH前者大于后者的是( )
①C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1
C(s)＋O2(g)===CO(g) ΔH2
②S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH3
S(g)＋O2(g)===SO2(g) ΔH4
③H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH5
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH6
④CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g) ΔH7
CaO(s)＋H2O(l)===Ca(OH)2(aq) ΔH8
A．①②④
B．①③④
C．②③④
D．①②③
【思路分析】 ΔH有正负之分，比较时要连同“＋”、“－”一起比较，类似数学中的正、负数大小的比较。
【解析】 ①中第一个热化学方程式减去第二个热化学方程式可得：CO(g)＋O2(g)===CO2(g) ΔH＝ΔH1－ΔH2，该反应为放热反应，即ΔH1－ΔH2<0，所以ΔH1<ΔH2；②等量的固态硫变为硫蒸气时吸热，故在与O2反应产生同样的SO2时，气态硫放出的热量多，即ΔH3>ΔH4；③发生同样的燃烧反应，物质的量越大，放出的热量越多，故ΔH5>ΔH6；④碳酸钙分解吸收热量，ΔH7>0，CaO与H2O反应放出热量，ΔH8<0，显然ΔH7>ΔH8。
【答案】 C
有下列两个反应：a.C2H2(g)＋H2(g)===
C2H4(g) ΔH<0 b．2CH4(g)===C2H4(g)＋2H2(g) ΔH>0。根据上述变化，判断以下几个热化学方程式：①C(s)＋2H2(g)===CH4(g) ΔH＝－Q1
kJ/mol ②2C(s)＋H2(g)===C2H2(g) ΔH＝－Q2
kJ/mol ③2C(s)＋2H2(g)===C2H4(g)
ΔH＝－Q3
kJ/mol，其中Q1、Q2、Q3从大到小的顺序是：Q1>Q3>Q2。
解析：由于反应式①②③中的生成物及H2均在a或b
反应中出现，因此可采取相减的方法消去C(s)得方程式a或b，a为放热反应，b为吸热反应，即可比较Q1、Q2、Q3的大小。消去C(s)后得方程式为：a：③－② C2H2(g)＋H2(g)===C2H4(g) ΔH＝－Q3－(－Q2)
kJ/mol<0，故Q2kJ/mol>0，故Q1>Q3。
1．盖斯定律指出：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，而与反应进行的具体途径无关。物质A在一定条件下可发生一系列转化，由图示可判断下列关系错误的是( B )
A．A→F，ΔH＝－ΔH6
B．ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝1
C．C→F，|ΔH|＝|ΔH1＋ΔH2＋ΔH6|
D．ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝－ΔH4－ΔH5－ΔH6
解析：A项，F→A，ΔH＝ΔH6，则A→F，ΔH＝－ΔH6，A项正确。B项，6个步骤相加即回到原点，则ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝0，B项错误。C项，F→C，ΔH＝ΔH6＋ΔH1＋ΔH2，则C→F，|ΔH|＝|ΔH1＋ΔH2＋ΔH6|，C项正确。D项，D→A与A→D的过程恰好相反，即ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝－ΔH4－ΔH5－ΔH6，D项正确。
2．向足量的H2SO4溶液中加入100
mL
0.4
mol·L－1的Ba(OH)2溶液，放出的热量是5.12
kJ。向足量的Ba(OH)2溶液中加入100
mL
0.4
mol·L－1的HCl溶液，放出的热量为2.2
kJ。则Na2SO4溶液与BaCl2溶液反应的热化学方程式为( D )
A．Ba2＋(aq)＋SO(aq)===BaSO4(s)
ΔH＝－2.92
kJ·mol－1
B．Ba2＋(aq)＋SO(aq)===BaSO4(s)
ΔH＝－0.72
kJ·mol－1
C．Ba2＋(aq)＋SO(aq)===BaSO4(s)
ΔH＝－73
kJ·mol－1
D．Ba2＋(aq)＋SO(aq)===BaSO4(s)
ΔH＝－18
kJ·mol－1
解析：由题意可知①2H＋(aq)＋SO(aq)＋Ba2＋(aq)＋2OH－(aq)===BaSO4(s)＋2H2O(l) ΔH1＝－＝－128
kJ·mol－1；②H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l) ΔH2＝－＝－55
kJ·mol－1。根据盖斯定律，由①－②×2，即得Ba2＋(aq)＋SO(aq)===BaSO4(s) ΔH＝－128
kJ·mol－1－(－55
kJ·mol－1)×2＝－18
kJ·mol－1。
3．NH3是重要的化工原料，已知：
N2(g)＋O2(g)===2NO(g) ΔH1＝＋a
kJ·mol－1
4NH3(g)＋5O2(g)===4NO(g)＋6H2O(g)
ΔH2＝－b
kJ·mol－1
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH3＝－c
kJ·mol－1
N2(g)＋3H2(g)??2NH3(g) ΔH4
则ΔH4为( A )
A．(a＋b－c)
kJ·mol－1
B．(a－b＋c)
kJ·mol－1
C．(2a＋3b－2c)
kJ·mol－1
D．(2c＋b－a)
kJ·mol－1
解析：将前三个热化学方程式依次编号为①、②、③，根据盖斯定律及对应方程式的构成特点，由①－×②＋×③可得N2(g)＋3H2(g)??2NH3(g) ΔH4＝(a＋b－c)
kJ·mol－1，A项正确。
4．C和H2在生产、生活、科技中是非常重要的燃料。已知：
①2C(s)＋O2(g)===2CO(g) ΔH＝－221
kJ·mol－1
下列推断正确的是( C )
A．C(s)的燃烧热为110.5
kJ·mol－1
B．2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH＝＋484
kJ·mol－1
C．C(s)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g)
ΔH＝＋131.5
kJ·mol－1
D．将2
mol
H2O(g)分解成H2(g)和O2(g)，至少需要提供4×463
kJ的热量
解析：A项，由题意可得反应③C(s)＋1/2O2(g)===CO(g) ΔH＝－110.5
kJ·mol－1，但表达C(s)的燃烧热时必须生成稳定的氧化物二氧化碳，故燃烧热不是110.5
kJ·mol－1，故A项错误；B项，2
mol水分子中含有4
mol
H—O键，反应④2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)的ΔH＝反应物总键能－生成物总键能＝436
kJ·mol－1×2＋496
kJ·mol－1－4×463
kJ·mol－1＝－484
kJ·mol－1，故B项错误；C项，③C(s)＋1/2O2(g)===CO(g) ΔH＝－110.5
kJ·mol－1，④2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH＝－484
kJ·mol－1，由③－1/2×④得：C(s)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g) ΔH＝－110.5
kJ·mol－1－1/2×(－484
kJ·mol－1)＝＋131.5
kJ·mol－1，故C项正确；D项，由2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH＝－484
kJ·mol－1可知，分解2
mol
H2O(g)，至少需要提供484
kJ的热量，故D项错误。
5．在25
℃、1.01×105
Pa时，1
g
CH4燃烧生成CO2与液态H2O放出55.6
kJ的热量，则生成2
mol
CO2时的反应热为( C )
A．＋55.6
kJ·mol－1
B．＋889.6
kJ·mol－1
C．－1
779.2
kJ·mol－1
D．＋1
779.2
kJ·mol－1
解析：1
mol
CH4燃烧放出热量为16×55.6
kJ＝889.6
kJ，根据CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－889.6
kJ/mol可知，生成2
mol
CO2时的反应热ΔH＝－1
779.2
kJ/mol，C项正确。
6．火箭发射常以液态肼(N2H4)为燃料，液态过氧化氢为助燃剂。
已知：N2H4(l)＋O2(g)===N2(g)＋2H2O(g)
ΔH＝－534
kJ·mol－1
H2O2(l)===H2O(l)＋O2(g) ΔH＝－98
kJ·mol－1
H2O(l)===H2O(g) ΔH＝＋44
kJ·mol－1
(1)试写出N2H4和液态H2O2反应生成气态水的热化学方程式N2H4(l)＋2H2O2(l)===N2(g)＋4H2O(g) ΔH＝－642
kJ·mol－1。
(2)化学键的键能是指气态原子间形成1
mol化学键时释放的能量。下表列出某些化学键的键能：
化学键
H—H
O===O
O—H
键能(kJ·mol－1)
436
x
463
请回答下列问题：
①如图表示某反应的能量变化关系图，此反应为放热(填“放热”或“吸热”)反应。
②若此能量变化关系图表示如下反应：H2(g)＋O2(g)===H2O(g) ΔH＝－241.8
kJ·mol－1，则B＝926
kJ·mol－1，x＝496.4。
解析：(1)将方程式标记为①②③，根据盖斯定律分析，①＋②×2＋③×2，即可得热化学方程式：N2H4(l)＋2H2O2(l)===N2(g)＋4H2O(g) ΔH＝－534－98×2＋44×2＝－642(kJ·mol－1)。(2)①从图分析，反应物的能量高于生成物的能量，则反应为放热反应。②B为形成2摩尔氢氧键释放的能量，从键能分析，所以B＝463×2＝926(kJ·mol－1)；根据反应热＝436＋－463×2＝－241.8，解x＝496.4。
7．同素异形体相互转化的反应热相当小，而且转化速率较慢，有时还很不完全，因此测定反应热很困难。现在可根据盖斯定律来研究。
已知金刚石和石墨分别在氧气中完全燃烧的热化学方程式为C(s，金刚石)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1＝－395.41
kJ·mol－1，C(s，石墨)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2＝－393.51
kJ·mol－1，则金刚石转化为石墨时的热化学方程式为C(s，金刚石)===C(s，石墨) ΔH＝－1.90
kJ·mol－1。由此看来更稳定的碳的同素异形体为石墨。若取金刚石和石墨的混合晶体共1
mol在O2中完全燃烧，产生热量为Q
kJ，则金刚石和石墨的物质的量之比为(用含Q的代数式表示)。
解析：将两个已知的热化学方程式相减得到：C(s，金刚石)===C(s，石墨) ΔH＝ΔH1－ΔH2＝－395.41
kJ·mol－1－(－393.51
kJ·mol－1)＝－1.90
kJ·mol－1，此反应放热说明石墨的能量更低，更稳定。
计算二者的物质的量之比可由十字交叉法解得：
可得两者物质的量之比。
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-第1课时 焓变 反应热
学习目标
核心素养
1.知道化学反应中能量转化的原因和常见的能量转化形式。2．记住常见的放热反应和吸热反应。3．理解反应热和焓变的含义，会用反应热的表达式进行计算。4．能结合能量变化图像分析放热反应和吸热反应。
1.宏观辨识与微观探析：能从宏观和微观的角度理解化学反应中能量变化的本质。2．变化观念与平衡思想：能辨识化学反应中的能量转化形式，形成能量是可以相互转化的观念，体会引入焓变概念的价值。
一、焓变 反应热
1．焓变
①焓(H)：与内能有关的物理量。
②焓变(ΔH)：生成物与反应物的焓值差，决定了某一化学反应是吸热反应还是放热反应。
2．反应热
①概念：化学反应过程中所放出或吸收的能量。
②与焓变的关系：恒压条件下的反应热等于焓变，单位kJ·mol－1。
二、化学反应过程中能量变化的原因
1．微观角度
①化学反应的本质及特点
②举例(以H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)反应的能量变化为例)
2.宏观角度
3．结论：ΔH＝生成物总能量－反应物总能量＝反应物键能总和－生成物键能总和
三、化学反应过程中能量变化的表示
2．举例
1
mol
C和1
mol
H2O(g)反应生成1
mol
CO和1
mol
H2，需吸收131.5
kJ的热量，则该反应的反应热ΔH＝＋131.5_kJ·mol－1。
探究点一 吸热反应和放热反应
1．放热反应与吸热反应的比较
放热反应
吸热反应
定义
放出热量的化学反应
吸收热量的化学反应
形成原因
反应物的总能量大于生成物的总能量
反应物的总能量小于生成物的总能量
与化学键强弱的关系
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<0
ΔH>0
图像表示
说明
1.(1)对于放热反应，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，即ΔH为“－”。(2)对于吸热反应，由于反应吸收来自环境的能量而使反应体系的能量升高，故ΔH>0，即ΔH为“＋”。2．同一个反应向正逆两个方向进行时，一个方向释放能量，另一个方向必然吸收能量，但能量的绝对值相等。
2.常见的吸热反应和放热反应
(1)常见的放热反应
①所有的燃烧反应：木炭、H2、CH4等在O2中的燃烧，H2在Cl2中的燃烧。
②酸碱中和反应：H＋＋OH－===H2O。
③大多数化合反应。特例：C＋CO22CO(吸热反应)。
④铝热反应：如2Al＋Fe2O3Al2O3＋2Fe。
⑤金属与酸的反应：如Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑。
(2)常见的吸热反应
①大多数分解反应：如NH4ClNH3↑＋HCl↑。
②以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应：如C＋H2O(g)CO＋H2；CO＋CuOCu＋CO2。
③某些晶体间的反应：如Ba(OH)2·8H2O＋2NH4Cl===BaCl2＋2NH3↑＋10H2O。
3．吸热反应和放热反应的判断
(1)理论分析判断法
①ΔH＝化学键断裂吸收的能量－化学键生成释放的能量，当ΔH>0时，反应吸热，当ΔH<0时，反应放热。
②ΔH＝生成物具有的总能量－反应物具有的总能量，当ΔH>0时，反应吸热，当ΔH<0时，反应放热。
③ΔH＝反应物的键能之和－生成物的键能之和。反应物的键能越小，稳定性越弱，破坏它需要的能量就越小；生成物的键能越大，稳定性越强，形成它释放的能量就越大，所以当ΔH>0时，反应吸热，当ΔH<0时，反应放热。
④根据反应物和生成物的相对稳定性判断：由稳定的物质生成不稳定的物质的反应为吸热反应，反之为放热反应。
(2)反应条件判断法
一个化学反应开始需要加热，而停止加热后，反应亦可进行，则为放热反应；若反应需要持续不断地加热才能进行，则为吸热反应。
(3)根据规律判断法
①常见的放热反应类型有：a.金属与H2O或酸的反应；b.酸碱中和反应；c.燃烧反应；d.多数化合反应。
②常见的吸热反应类型有：a.多数分解反应；b.C参与的一些反应，如C＋H2OCO＋H2、CO2＋C2CO；c.NH4Cl与Ba(OH)2·8H2O的反应。
1．有能量变化的过程不是发生吸热反应就是发生放热反应吗？
提示：不能将反应类型(放热反应或吸热反应)与能量变化过程等同起来。化学反应中必然有能量的变化，但发生能量变化的却不一定是化学反应。如NaOH固体溶于水、水蒸气转化为液态水时放出能量，但以上过程是放热的物理变化过程而不是发生放热反应；NH4NO3固体溶于水、碘升华、水蒸发时吸收能量，但以上过程是吸热的物理变化过程而不是发生吸热反应。
2．需要加热才能发生的反应一定是吸热反应，放热反应在常温条件下一定很容易发生吗？
提示：反应的热效应与反应的条件无必然联系。常温下能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＋CO22CO；也可能是放热反应，如C＋O2CO2(移去热源后仍能进行)。持续加热才能继续进行的反应是吸热反应。所以，反应吸热还是放热是由反应物总能量与生成物总能量的相对大小决定的。
【例1】 化学反应A2＋B2===2AB的能量变化如图所示，则下列说法正确的是( )
A．该反应是吸热反应
B．断裂1
mol
A—A键和1
mol
B—B键能放出x
kJ能量
C．形成2
mol
A—B键需要放出y
kJ的能量
D．2
mol
AB的总能量高于1
mol
A2和1
mol
B2的总能量
【思路分析】 判断反应吸热还是放热时，只需比较起始和终了状态的能量高低，起始时能量高于结束时的能量，反应放热，反之吸热。图中最高处并不是反应结束，而是反应的过渡阶段。
【解析】 从能量变化图上可以看出，反应物总能量高于生成物总能量，该反应是放热反应，A、D错；反应物断键时要吸收能量，B错；形成化学键要放出能量，C正确。
【答案】 C
根据下图提供的信息，下列所得结论不正确的是( D )
A．该反应为吸热反应
B．该图可以表示石灰石高温分解
C．反应物比生成物稳定
D．因为生成物的总能量高于反应物的总能量，所以该反应一定需要加热
解析：A.反应物总能量低于生成物总能量，该反应为吸热反应，A正确；B.石灰石高温分解是吸热反应，该图可以表示石灰石高温分解，B正确；C.能量越低越稳定，反应物比生成物稳定，C正确；D.反应条件与反应是放热反应或吸热反应没有关系，D错误，答案选D。
探究点二 ΔH的含义和简单计算
1．反应热与物质固有能量、化学稳定性、键能之间的关系
(1)????
??
(2)同一种物质在不同状态本身固有能量：
>>
(3)
2．反应热的单位kJ/mol或kJ·mol－1的含义
并不是指每1
mol具体物质反应时伴随的能量变化是多少kJ，而是指给定形式的具体反应以各物质的化学计量数来计量其物质的量时伴随的能量变化。式中的“mol－1”不能理解为每摩尔反应物或生成物，可以理解为“每摩尔反应”。例如，反应2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)的ΔH＝－571.6
kJ·mol－1，是指每摩尔反应——“2
mol
H2(g)与1
mol
O2(g)反应生成2
mol
H2O(l)”的焓变，而H2(g)＋O2(g)===H2O(l)的ΔH＝－285.8
kJ·mol－1是指每摩尔反应——“1
mol
H2(g)与
mol
O2(g)反应生成1
mol
H2O(l)”的焓变。
3．ΔH的简单计算
(1)由反应物、生成物的能量计算ΔH
ΔH＝E(生成物)－E(反应物)
若E(生成物)若E(生成物)>E(反应物)，ΔH>0，为吸热反应。
(2)由键能计算ΔH
ΔH＝断裂化学键吸收的总能量－形成化学键所释放的总能量
ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和
反应物的键能总和>生成物的键能总和，反应吸热；反应物的键能总和<生成物的键能总和，反应放热。
1．“任何化学反应均伴随旧化学键的断裂和新化学键的形成，所以任何化学反应均有反应热”。这句话正确吗？
提示：正确。能量的变化与键能有关，反应物的键能之和与生成物的键能之和是不相等的。另外，从能量的角度分析，反应物和生成物所具有的能量不同，根据能量守恒定律，在任何化学反应中都会伴随能量的变化。
2．反应的焓变与反应热有什么关系，二者一定相等吗？
提示：(1)我们可以借助于反应焓变示意图理解反应焓变与反应热之间的关系。
ΔH＝?E(生成物)－?E(反应物)
(2)对于等压条件下的化学反应，若只存在化学能与热能之间的相互转化，则该反应的反应热等于焓变，表示为Qp＝ΔH(Qp为等压反应热)。
【例2】 已知某化学反应A2(g)＋2B2(g)===2AB2(g)(AB2的分子结构为B—A—B)的能量变化如图所示。下列有关叙述中正确的是( )
A．该反应的进行一定需要加热
B．该反应的ΔH＝－(E1－E2)kJ/mol
C．该反应中反应物的键能总和大于生成物的键能总和
D．断裂1
mol
A—A键和2
mol
B—B键放出E1
kJ能量
【思路分析】 对于放热反应，反应物的总能量高于生成物的总能量，吸热反应则反之；焓变等于反应物的总键能减去生成物的总键能，或者生成物的总能量减去反应物的总能量。
【解析】 由图可知该反应是吸热反应，但吸热反应不一定需要加热，A错误。该反应的发生需要先破坏反应物中的化学键，吸收E1
kJ的能量，再形成生成物中的化学键，释放E2
kJ的能量，则反应的ΔH＝(E1－E2)
kJ/mol，B错误。焓变等于反应物的总键能与生成物的总键能之差，又由于该反应是吸热反应，即焓变ΔH>0，所以反应物的总键能大于生成物的总键能，C正确。断裂化学键需要吸热，D错误。
【答案】 C
根据下图所示的N2(g)和O2(g)反应生成NO(g)过程中能量变化情况，判断下列说法错误的是( D )
A．直观看，该反应中反应物所具有的总能量低于生成物所具有的总能量
B．2
mol气态氧原子结合生成O2(g)时，能放出498
kJ能量
C．断裂1
mol
NO分子中的化学键，需要吸收632
kJ能量
D．反应N2＋O2===2NO的反应热ΔH＝＋180
kJ·mol－1
解析：A.直观看，该反应中反应物所具有的总能量低于生成物所具有的总能量，故A正确；B.互逆过程的热量变化，ΔH数值相等，正、负相反，故B、C正确；D.热化学方程式中的物质需要标明状态，故D错误。
1．下列说法正确的是( C )
A．焓变单位中kJ·mol－1，是指1
mol物质参加反应时的能量变化
B．当反应放热时ΔH>0，反应吸热时ΔH<0
C．一个化学反应中，当反应物的总能量大于生成物的总能量时，反应放热，ΔH为“－”
D．一个化学反应中，生成物总键能大于反应物的总键能时，反应吸热，ΔH为“＋”
解析：焓变单位中的kJ·mol－1，是指每摩尔具体的反应，不一定指参加反应的物质，A错；反应放热时ΔH<0，反应吸热时ΔH>0，B错；在反应中物质所具有的总能量减少，反应就放热，反之就吸热，C对；化学反应的实质是旧化学键的断裂，新化学键的形成，断键时吸收能量，成键时放热，所以D错。
2．下列关于ΔH的说法正确的是( D )
A．反应过程中，消耗的反应物越多，ΔH越大
B．ΔH>0时反应放热，ΔH<0时反应吸热
C．ΔH越大，说明反应放出的热量越多
D．能量变化如图所示的化学反应为放热反应，ΔH为“－”
解析：A项，ΔH与化学方程式中的化学计量数有关，与反应物的用量无关，A项错误。B项，ΔH>0时反应吸热，ΔH<0时反应放热，B项错误。C项，反应热有正、负，反应放出的热量越多，ΔH越小，反应吸收的热量越多，ΔH越大，C项错误。D项，由于反应物的总焓大于生成物的总焓，故由反应物转化为生成物时，该反应为放热反应，ΔH为“－”，D项正确。
3．下列变化中，属于吸热反应的是( B )
①液态水汽化 ②将胆矾加热变为白色粉末
③浓H2SO4稀释 ④KClO3分解制O2
⑤生石灰跟水反应生成熟石灰
⑥CaCO3高温分解 ⑦CO2＋C2CO ⑧Ba(OH)2·8H2O与固体NH4Cl混合 ⑨C＋H2O(g)CO＋H2
⑩Al与HCl反应
A．①②④⑥⑦⑧⑨
B．②④⑥⑦⑧⑨
C．①④⑥⑧
D．①②④⑧⑨
解析：①③属于物理变化，不属于化学反应，CaO与水反应生成Ca(OH)2，产生大量热，属于放热反应。⑩金属与酸的反应一般为放热反应。
4．下列说法正确的是( D )
A．反应热就是反应中放出的能量
B．在任何条件下，化学反应的焓变都等于化学反应的反应热
C．由C(s，石墨)===C(s，金刚石) ΔH＝＋1.9
kJ·mol－1可知，金刚石比石墨稳定
D．等量的硫蒸气和硫固体分别完全燃烧，前者放出的热量多
解析：反应过程中所放出或吸收的热量都是反应热，因此A错；等压条件下的反应热在不做其他功的情况下，才等于焓变，故B错；由C(s，石墨)===C(s，金刚石) ΔH＝＋1.9
kJ·mol－1可知，金刚石能量高，没有石墨稳定，故C错；因为硫固体变为硫蒸气要吸热，所以等量的硫蒸气和硫固体分别完全燃烧，前者放出的热量多，故D正确。
5．反应A＋B―→C(ΔH<0)分两步进行：①A＋B―→X(ΔH>0)，②X―→C(ΔH<0)。下列示意图中，能正确表示总反应过程中能量变化的是( D )
解析：A＋B―→X为吸热反应，故X的能量高于A和B的总能量，可排除A项和C项；总反应A＋B―→C为放热反应，故C的能量低于A和B的总能量，故B项错误，D项正确。
6．某化学反应的能量变化如图所示。下列有关叙述正确的是( D )
A．该反应为放热反应
B．E2
kJ·mol－1可表示形成新的化学键所释放的能量
C．该反应的反应热ΔH＝(E1－E2)
kJ·mol－1
D．加入催化剂可同时降低E1、E2
解析：A项，反应物的总能量低于生成物的总能量，该反应为吸热反应，A项错误。B项，E2
kJ·mol－1可表示断裂旧化学键时吸收的能量，B项错误。C项，该反应的反应热ΔH＝＋(E2－E1)
kJ·mol－1，C项错误。D项，加入催化剂能同时降低正、逆反应的活化能，D项正确。
7．(1)已知氢气在氯气中燃烧时产生苍白色火焰。在反应过程中，破坏1
mol
H2中的化学键消耗的能量为Q1
kJ，破坏1
mol
Cl2中的化学键消耗的能量为Q2
kJ，形成1
mol
HCl中的化学键释放的能量为Q3
kJ，下列关系式正确的是( D )
A．Q1＋Q2>Q3
B．Q1＋Q2>2Q3
C．Q1＋Q2D．Q1＋Q2<2Q3
(2)用图示把化学反应中的能量变化表示出来(以能量为纵坐标、反应过程为横坐标)。
答案：如下图
(3)生成1
mol
HCl需要放出(填“放出”或“吸收”)Q3－(Q1＋Q2)
kJ的能量。
解析：正确理解化学反应中化学键的断裂和形成与反应热的关系。
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12
-第2课时 热化学方程式 中和热的测定
学习目标
核心素养
1.了解热化学方程式的含义并能正确书写热化学方程式。2．正确认识中和热的概念。3．通过中和热的测定，初步学会测定化学反应反应热的实验方法，会分析测定反应热时误差产生的原因，并能采取适当措施减小实验误差。
1.证据推理与模型认知：化学反应中能量的变化可以定量描述，形成定性描述到定量描述的模型构建，掌握热化学方程式的书写原则。2．科学探究与创新意识：能理解反应热测定的原理和方法，并在此基础上进行完善和改进测定方法，提升科学探究与创新意识。
一、热化学方程式
1．概念
能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。
2．特点(与化学方程式比较)
(1)指明了反应时的温度和压强，若在25_℃和101_kPa时进行的反应，可不注明。
(2)在化学方程式右边注明ΔH的“＋”、“－”、数值和单位。
(3)所有反应物和生成物都用括号注明它们在反应时的聚集状态。常用s、l、g分别表示固体、液体和气体。
(4)化学计量数只表示物质的量，不表示微粒个数。
(5)化学计量数和反应热数值可以同时增大或减小相同倍数。
3．意义
热化学方程式不仅表示化学反应中的物质变化，也表明了能量变化。
H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH＝－285.8
kJ/mol，表示在25_℃和101_kPa条件下，1_mol
H2(g)与
mol
O2(g)完全反应生成1_mol
H2O(l)时放出热量285.8
kJ。
二、中和热
1．概念：在稀溶液中，酸和碱发生中和反应生成1_mol_H2O时的反应热叫做中和热。
2．表示方法：H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l) ΔH＝－57.3
kJ/mol。
三、中和热的测定
1．实验原理
2．实验用品
仪器：大烧杯(500_mL)、小烧杯(100_mL)、温度计、量筒(50_mL)两个、泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板(中心有两个小孔)、环形玻璃搅拌棒。
试剂：0.50
mol/L盐酸、0.55
mol/L
NaOH溶液。
3．实验方案
(1)实验步骤
①设计装置如下图。
②用一个量筒量取50
mL
0.50
mol/L盐酸，倒入小烧杯中，并用温度计测量盐酸的温度，记入下表。并将温度计上的酸用水冲洗干净。
③用另一个量筒量取50
mL
0.55
mol/L的NaOH溶液，并用温度计测量NaOH溶液的温度，记入下表。
④把套有盖板的温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯中的盐酸中，并把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯，盖好盖板，用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动，测量混合溶液的最高温度，记入下表。
⑤重复步骤②～④三次。
(2)数据记录及处理
数据记录表
(3)计算反应热
①以三次测量所得数据的平均值为计算依据。
②取盐酸和NaOH溶液的密度为1
g/cm3。忽略实验装置的比热容。
③取盐酸质量为m1、NaOH溶液质量为m2，反应后溶液比热容c＝4.18
J/(g·℃)，则实验中反应放出的热量为(m1＋m2)·c·(t2－t1)＝0.418(t2－t1)
kJ，生成1
mol
H2O时放出的热量为：ΔH＝－
kJ/mol。
探究点一 热化学方程式的书写
1．书写热化学方程式的方法
(1)写出符合质量守恒定律的化学方程式
热化学方程式中各物质化学式前的化学计量数不表示分子个数，只表示物质的量。因此，它可以用整数或简单分数表示。
(2)标明物质的状态
因为物质发生状态的变化也伴随着能量的变化，所以书写热化学方程式时必须标明物质的状态。通常用g、l、s分别代表气态、液态、固态。
(3)用ΔH表示化学反应放出或吸收的热量
放热反应ΔH取负值，吸热反应ΔH取正值；ΔH的单位常用kJ/mol。
2．书写热化学方程式的注意事项
(1)ΔH只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边，并用“空格”或“分号”隔开。若为放热反应，ΔH为“－”；若为吸热反应，ΔH为“＋”。ΔH的单位是J/mol或kJ/mol。
(2)由于ΔH与测定条件有关(压强对反应的焓变影响很小)，因此应在ΔH后注明反应温度(若不注明，则表示在25
℃下测定)，因为在不同温度下进行同一反应时，反应的焓变是不同的。
(3)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，并不表示该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。
(4)要在物质的化学式后面用括号注明参加反应的物质的聚集状态。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，溶液则用aq表示。
(5)根据焓的性质，若热化学方程式中各物质的化学计量数加倍，则ΔH的数值也加倍；若反应逆向进行，则ΔH改变符号，但绝对值不变。
(6)对于aA＋bB===cC＋dD这一反应，ΔH单位中的“每摩尔”既不是指每摩尔A也不是指每摩尔B、C或D，而是指每摩尔反应，即每摩尔“aA＋bB===cC＋dD”。因此，对于同一个反应，两个热化学方程式的化学计量数不同时，ΔH的值不同。当反应物、生成物的状态不同时，ΔH的值也不同。例如：
H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH＝－285.8
kJ/mol
H2(g)＋O2(g)===H2O(g) ΔH＝－241.8
kJ/mol
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－571.6
kJ/mol
(7)对于可逆反应，ΔH的值为其反应物完全转化为生成物时的量，例如2SO2(g)＋O2(g)??2SO3(g) ΔH＝－Q
kJ/mol，ΔH表示的意义是2
mol
SO2气体和1
mol
O2气体完全反应生成2
mol
SO3气体时放出的热量为Q
kJ。但是2
mol
SO2气体和1
mol
O2气体在实际反应时放出的热量要小于Q
kJ，因为2
mol
SO2气体和1
mol
O2气体不可能完全转化为SO3气体。
1．为什么热化学方程式中要标明各物质的状态？
提示：先看两个热化学方程式：
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－571.6
kJ/mol
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH＝－483.6
kJ/mol
同样是2
mol
H2与1
mol
O2反应生成2
mol
H2O，但生成H2O的状态不同，反应放出的热量不同，由此可知，反应放出(或吸收)热量的多少与物质的状态密切相关，因此，必须标明物质的状态才能完整地体现出热化学方程式的意义。
2．热化学方程式与化学方程式之间有什么不同？
提示：
化学方程式
热化学方程式
化学计量数
是整数，既表示粒子个数，又表示该物质的物质的量
既可以是整数，也可以是分数，只表示该物质的物质的量
状态
不需要标明
必须在化学式后标明
ΔH的正负及单位
无
必须标明
意义
表明了化学反应中物质的变化
既表明了化学反应中物质的变化，也表明了化学反应中能量的变化
遵循定律
质量守恒定律
质量守恒定律和能量守恒定律
【例1】 已知0.3
mol的气态高能燃料乙硼烷(B2H6)在O2中燃烧，生成固态三氧化二硼和液态水，放出649.5
kJ的热量，其热化学方程式为：_______________________。
又已知：H2O(l)===H2O(g) ΔH＝＋44
kJ/mol，则11.2
L(标准状况)乙硼烷完全燃烧生成气态水时放出的热量是______
kJ。
【思路分析】 书写热化学方程式时要牢记三点：①注明状态，此点容易遗漏；②ΔH的符号；③ΔH的数值，此点容易出现计算错误，切记ΔH的数值要与方程式中的化学计量数相对应。
【解析】 1
mol
B2H6燃烧生成液态水时放出的热量为：649.5
kJ×＝2
165
kJ。因此1
mol
B2H6燃烧，反应的热化学方程式为：B2H6(g)＋3O2(g)===B2O3(s)＋3H2O(l)
ΔH＝－2
165
kJ·mol－1。若上述反应生成的3
mol液态水全部变成气态水，将吸收热量：44
kJ/mol×3
mol＝132
kJ，则1
mol
B2H6完全燃烧生成气态水放出的热量为：2
165
kJ－132
kJ＝2
033
kJ，则0.5
mol
B2H6完全燃烧生成气态水放出的热量为：2
033
kJ/mol×0.5
mol＝1
016.5
kJ。
【答案】 B2H6(g)＋3O2(g)===B2O3(s)＋3H2O(l) ΔH＝－2
165
kJ/mol 1
016.5
25
℃、101
kPa时，1
g氨完全分解为氮气和氢气，吸收2.72
kJ的热量。则下列热化学方程式正确的是( C )
A．N2(g)＋3H2(g)===2NH3(g) ΔH＝＋92.4
kJ/mol
B．N2(g)＋3H2(g)===2NH3(g) ΔH＝＋46.2
kJ/mol
C．NH3(g)===N2(g)＋H2(g) ΔH＝＋46.2
kJ/mol
D．2NH3(g)===N2(g)＋3H2(g) ΔH＝－92.4
kJ/mol
解析：25
℃、101
kPa时，1
g
NH3完全分解为氮气和氢气，吸收2.72
kJ的热量，则1
mol
NH3完全分解为氮气和氢气，需吸收2.72
kJ/g×17
g≈46.2
kJ的热量。反之，氮气和氢气合成1
mol
NH3时放出的热量为46.2
kJ。
探究点二 正确理解中和热
中和热的定义
定义：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1
mol
H2O(l)时所释放的热量为中和热。
(1)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1
mol/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。
(2)中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离时吸热所伴随的热效应。
实验测得生成1
mol
水放出57.3
kJ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57.3
kJ，因为弱电解质反应时会继续电离，电离时要吸热。
(3)中和反应的实质是H＋和OH－化合生成H2O，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热也不在中和热内。例如：
若测定硫酸与Ba(OH)2溶液的反应热，则所测ΔH偏小，即中和热数值大于57.3
kJ/mol，这主要是因为Ba2＋和SO生成难溶物BaSO4也会放出热量。
(4)强酸与强碱反应的中和热的表示：
H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)
ΔH＝－57.3
kJ/mol
(5)中和热是以生成1
mol
H2O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1
mol
H2O为标准来配平其余物质的化学计量数。如：
NaOH(aq)＋H2SO4(aq)===Na2SO4(aq)＋H2O(l)
ΔH＝－57.3
kJ/mol
(6)中和热与酸碱的用量无关
中和热以生成1
mol
H2O为基准，因此当改变酸、碱的用量时，反应放出的热量发生改变，但中和热不会发生改变，它是一个定值，与酸、碱用量无关。
特别提醒：(1)利用强酸和强碱的稀溶液测出的中和热才为57.3
kJ/mol，因为浓酸溶液和浓碱溶液在相互稀释时会放热，弱酸或弱碱在中和反应中电离要吸收热量，所以测出的中和热往往不为57.3
kJ/mol。
(2)以生成1
mol
水为基准。
(3)测定中和热的反应不能生成沉淀[如Ba(OH)2＋H2SO4===BaSO4↓＋2H2O]。
1．酸碱中和反应的实质可表示为：H＋＋OH－===H2O，能否用此表示所有中和反应的离子方程式？
提示：酸碱中和反应的实质不能与离子方程式意义中的“实质”混同。根据离子方程式的书写要求：将难电离或难溶于水的物质以及气体等用化学式表示，所以弱酸、弱碱参与中和反应时应写成分子的形式。例如，醋酸和氢氧化钠反应的离子方程式就应当写为：CH3COOH＋OH－===CH3COO－＋H2O，只有可溶性强酸与可溶性强碱反应且没有沉淀生成的离子方程式才可以用H＋＋OH－===H2O表示。
2．是否所有酸与碱的中和热都是相同的？
提示：在稀溶液中，强酸和强碱完全电离，所以它们的反应实质就是H＋与OH－结合成H2O，每生成1
mol水放出的热量(中和热)是相同的，均为57.3
kJ/mol。
但弱酸、弱碱在水溶液中不能完全电离，存在着电离平衡。弱酸或弱碱参与中和反应的同时，伴随着电离，电离过程要吸收热量，此热量就要由H＋与OH－结合成水分子放出的热量来抵偿，所以总的来说中和热小于57.3
kJ/mol。
【例2】 下列反应中反应热的数值为－57.3
kJ·mol－1的是(a、b、c、d均大于0)( )
A．H2SO4(aq)＋2NaOH(aq)===Na2SO4(aq)＋2H2O(l)
ΔH＝－a
kJ·mol－1
B．H2SO4(aq)＋Ba(OH)2(aq)===BaSO4(aq)＋2H2O(l)
ΔH＝－b
kJ·mol－1
C．HCl(aq)＋NH3·H2O(aq)===NH4Cl(aq)＋H2O(l)
ΔH＝－c
kJ·mol－1
D．HCl(aq)＋NaOH(aq)===NaCl(aq)＋H2O(l)
ΔH＝－d
kJ·mol－1
【解析】 A项，生成的水的物质的量为2
mol，ΔH＝－57.3
kJ/mol×2，A项错误；B项，产物BaSO4的状态应为固态，且ΔH数值无法确定，B项错误；C项，NH3·H2O是弱碱，中和时其电离吸热，导致反应热不为－57.3
kJ/mol，C项错误；D项正确。
【答案】 D
含1
mol
Ba(OH)2的稀溶液与足量稀盐酸反应，放出热量114.6
kJ。表示中和热的热化学方程式为( C )
A．Ba(OH)2(aq)＋2HCl(aq)===BaCl2(aq)＋2H2O(l)
ΔH＝＋114.6
kJ/mol
B．Ba(OH)2(aq)＋2HCl(aq)===BaCl2(aq)＋2H2O(l)
ΔH＝－114.6
kJ/mol
C.Ba(OH)2(aq)＋HCl(aq)===BaCl2(aq)＋H2O(l)
ΔH＝－57.3
kJ/mol
D.Ba(OH)2(aq)＋HCl(aq)===BaCl2(aq)＋H2O(l)
ΔH＝＋57.3
kJ/mol
解析：解答本题首先要明确热化学方程式中的化学计量数为各物质的物质的量，可以为整数，也可以为分数，然后根据生成一定量水所放出的热量进行分析和计算。1
mol
Ba(OH)2与足量稀盐酸反应生成2
mol
H2O，共放出热量114.6
kJ，则生成1
mol
H2O放出热量57.3
kJ，放热反应ΔH<0。注意反应热的数值、符号、单位。
探究点三 中和热的测定
1．实验的注意事项
(1)作为量热的仪器装置，要隔热、保温，尽量减少热量散失。①其保温隔热的效果一定要好，在两烧杯之间的缝隙一定要塞满泡沫塑料(或纸条)；②小烧杯杯口与大烧杯杯口相平；③泡沫塑料板上的两个小孔要恰好使温度计和环形玻璃搅拌棒通过。
(2)温度计的读数要准确。a.测量温度时，温度计的水银球部分要完全浸没在溶液中；b.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；c.应读取混合液的最高温度。
(3)盐酸和NaOH溶液的浓度、体积必须准确。
(4)酸碱混合时操作要快，并立即盖好盖板。
(5)环形玻璃搅拌棒不能用铁丝代替，若用铁丝代替，会因铁丝与酸反应放出热量，且铁丝传热快使测定结果不准确。
(6)实验时也可选用浓度、体积都不相同的酸、碱溶液进行反应热的测定，但应以量小的为基准进行计算，因为过量的酸、碱并不参与中和反应。
(7)对于定量实验，均需重复实验步骤，取2～3次实验数据的平均值。
(8)平行实验中获得的数据Δt＝t2－t1应很接近，若某个Δt与其他数据差别较大，必为错误操作引起，应舍弃。
(9)对于定量实验，均存在实验误差，需要对误差进行分析。本实验由于仪器的保温、隔热效果和操作方面的原因，产生的误差会导致的结果一般是ΔH>－57.3
kJ/mol(即生成1
mol
H2O所放出的热量小于57.3
kJ)。
2．计算公式
ΔH＝－
kJ/mol
3．误差分析依据
看实验中有哪些因素能造成(t2－t1)出现误差。若(t2－t1)偏大，则|ΔH|偏大，若(t2－t1)偏小，则|ΔH|偏小。
4．50
mL
0.50
mol/L盐酸与50
mL
0.55
mol/L
NaOH溶液反应的误差分析：
引起误差的实验操作
t2－t1
|ΔH|
保温措施不好
偏小
偏小
搅拌不充分
偏小
偏小
所用酸、碱的浓度过大
偏大
偏大
用同浓度的氨水代替NaOH溶液
偏小
偏小
用同浓度的醋酸代替盐酸
偏小
偏小
用50
mL
0.50
mol/L
NaOH溶液
偏小
偏小
量热器中小烧杯杯口与大烧杯杯口不相平
偏小
偏小
1．用温度计测量酸的温度后，温度计上的酸为何要用水冲洗干净？冲洗后的溶液能否倒入小烧杯？为什么？
提示：因为该温度计还要用来测碱液的温度，若不冲洗，温度计上的酸会和碱发生中和反应而使热量散失，故要冲冼干净；冲洗后的溶液不能倒入小烧杯，若倒入，会使总溶液的质量增加，而导致实验结果出现误差。
2．酸、碱混合时，为何要把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯而不能缓缓倒入？
提示：因为本实验的关键是尽可能减少热量的散失，若动作迟缓，将会使热量损失而使误差增大。
3．若改用100
mL
0.50
mol·L－1的盐酸和100
mL
0.55
mol·L－1的NaOH溶液，所测中和热的数值是否约为本实验结果的二倍(假定各步操作没有失误)?
提示：否。因中和热是指在稀溶液中强酸与强碱发生中和反应生成1
mol
H2O时的反应热，其数值与反应物的量的多少无关，故所测结果应基本和本次实验结果相同(若所有操作都准确无误，且无热量损失，则二者结果相同)。
【例3】 在800
mL的大烧杯中放入碎纸屑，把盛有50
mL
0.50
mol·L－1盐酸的200
mL烧杯放到大烧杯中，两只烧杯间填满碎纸屑。用泡沫塑料板做成大烧杯盖，通过盖子插入一根玻璃搅拌棒(末端呈半圆环的玻璃棒)和一只温度计，测定溶液的温度。迅速往盐酸中加入50
mL
0.55
mol·L－1烧碱溶液，盖好，搅拌溶液，观察温度的变化。当温度保持稳定时，记录读数，取出装反应液的烧杯，倒出溶液，清洗干净，保持内外杯壁干燥。重复进行三次实验。用这一实验可以粗略测定中和热。
(1)烧杯间填满碎纸屑的作用是_________________________
_________________________。
(2)要重复进行三次实验的目的是_________________________
_________________________。
(3)烧杯如果不盖泡沫塑料板，所求得的中和热数值将______(填“偏大”“偏小”或“无影响”)。
(4)实验中若改用60
mL
0.50
mol·L－1盐酸和50
mL
0.55
mol·L－1烧碱溶液进行上述反应，与上述实验相比，所放出的热量________(填“相等”或“不相等”)，所求中和热________(填“相等”或“不相等”)，理由是_________________________
_________________________。
(5)三次平行操作测得数据中，起始时盐酸与烧碱溶液温度相同，而终止温度与起始温度之差(t2－t1)分别为①2.3
℃，②2.4
℃，③2.9
℃，则最终代入计算式的温度差的平均值为________℃。
【思路分析】 本题综合考查中和热测定实验中的仪器选取，误差分析及实验数据的取舍与处理等。
【解析】 首先要明确实验原理、“量热器”的组成以及造成实验误差的原因，然后按实验步骤进行分析和判断。(1)碎纸条的作用是减少实验过程中的热量损失。(2)重复实验的目的是减小实验误差。(3)不盖泡沫塑料板会损失部分热量，故所测结果偏小。(4)由中和热概念可知，中和热是以生成1
mol
H2O(l)为标准的，而与过量部分的酸、碱无关。(5)所测温度2.9
℃显然是错误的，代入计算式的温度应是①与②的平均值。
【答案】 (1)保温、隔热、减少实验过程中热量的损失
(2)减小实验过程中的误差
(3)偏小
(4)不相等 相等 因为60
mL
0.50
mol·L－1盐酸和50
mL
0.55
mol·L－1
NaOH溶液反应能生成0.027
5
mol
H2O(l)，而50
mL
0.50
mol·L－1盐酸与50
mL
0.55
mol·L－1
NaOH溶液反应只能生成0.025
mol
H2O(l)，因此所放出的热量不同。但中和热是指在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1
mol
H2O(l)时所放出的热量，与酸、碱的用量无关，因此所求中和热相等
(5)2.35
某实验小组用0.50
mol/L
NaOH溶液和0.50
mol/L硫酸溶液进行中和热的测定。
Ⅰ.配制0.50
mol/L
NaOH溶液。
(1)若实验中大约要使用245
mL
NaOH溶液，则至少需要称量NaOH固体5.0
g。
(2)从下表中选择称量NaOH固体所需要的仪器a、b、e(填序号)。
Ⅱ.测定中和热的实验装置如下图所示。
(1)写出稀硫酸和稀氢氧化钠溶液反应表示中和热的热化学方程式(中和热数值为57.3
kJ/mol)：H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l) ΔH＝－57.3
kJ/mol。
(2)取50
mL
NaOH溶液和30
mL硫酸溶液进行实验，实验数据如下表。
①请填写下表中的空白：
②近似认为0.50
mol/L
NaOH溶液和0.50
mol/L硫酸溶液的密度都是1
g/cm3，中和后生成溶液的比热容c＝4.18
J/(g·℃)。则ΔH＝－53.5_kJ/mol(取小数点后一位)。
③上述实验结果的数值与57.3
kJ/mol有偏差，产生偏差的原因可能是a、c、d(填字母)。
a．实验装置保温、隔热效果差
b．在量取NaOH溶液体积时仰视读数
c．分多次把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小烧杯中
d．用温度计测定NaOH溶液起始温度后直接测定H2SO4溶液的温度
解析：本题把反应热的测定与溶液的配制实验较好地融合在一起，更突出了教材实验的重要性，可以改进、延伸或组合等。Ⅰ是配制一定浓度的氢氧化钠溶液的计算与称量操作中器材的选择，考查了氢氧化钠的腐蚀性。Ⅱ是考查实验数据的分析处理及误差分析等问题。为了减少误差一般采用至少重复实验2次求平均值的方法。
1．现有如下3个热化学方程式：
①H2(g)＋O2(g)===H2O(g) ΔH1＝－a
kJ·mol－1
②H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH2＝－b
kJ·mol－1
③2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH3＝－c
kJ·mol－1
关于它们的下列表述中，原因和结论都正确的是( A )
A．H2的燃烧是放热反应，则a、b、c均大于0
B．方程式①和②中物质的种类和化学计量数均相同，则a＝b
C．方程式①和③中H2O的状态和化学计量数不同，则c<2a
D．方程式③的化学计量数是②的2倍，则ΔH2<ΔH3
解析：物质的燃烧反应都是放热反应，因此a、b、c均大于0，A正确；方程式①和②中物质的种类和化学计量数均相同，但生成物的状态不同，因此a≠b，B错误；③的化学计量数是②的2倍，所以ΔH3＝2ΔH2，又因为气态水转变为液态水的过程为放热过程，a、b、c均为正值，因此2b＝c>2a，C错误；方程式③的化学计量数是②的2倍，因此c＝2b，又因为ΔH<0，所以ΔH2>ΔH3，D错误。
2．下列关于2C4H10(g)＋13O2(g)===8CO2(g)＋10H2O(l)
ΔH＝－5
800
kJ·mol－1的叙述错误的是( D )
A．该反应的反应热ΔH＝－5
800
kJ·mol－1，是放热反应
B．该反应的ΔH与各物质的状态有关，与化学计量数也有关
C．该热化学方程式表示在25
℃、101
kPa下，2
mol
C4H10气体完全燃烧生成CO2气体和液态水时放出热量5
800
kJ
D．该反应表明2
mol丁烷燃烧时一定会放出5
800
kJ的热量
解析：由热化学方程式表示的意义可知，A、B项正确；在热化学方程式没有标明温度、压强的情况下，对应的温度、压强为常温、常压，C项正确；2
mol丁烷在常温常压下完全燃烧生成液态水时放出的热量才是5
800
kJ，D项错误。
3．下列有关热化学方程式的叙述正确的是( C )
A．2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH＝＋483.6
kJ/mol
B．已知C(石墨，s)===C(金刚石，s) ΔH>0，则金刚石比石墨稳定
C．含20.0
g
NaOH的稀溶液与稀盐酸完全中和，放出28.7
kJ的热量，则表示该反应的热化学方程式为：NaOH(aq)＋HCl(aq)===NaCl(aq)＋H2O(l) ΔH＝－57.4
kJ/mol
D．已知2C(s)＋2O2(g)===2CO2(g) ΔH1 2C(s)＋O2(g)===2CO(g) ΔH2，则ΔH1>ΔH2
解析：A中H2燃烧应该是放热反应，
ΔH小于0；B中ΔH>0，为吸热反应，说明金刚石的总能量比石墨的高，石墨应该比金刚石稳定；D中CO还能继续燃烧放热，ΔH为负值，所以ΔH2应大于ΔH1。
4．化学反应N2＋3H2===2NH3的能量变化如下图所示，该反应的热化学方程式是( A )
A．N2(g)＋3H2(g)===2NH3(l)
ΔH＝2(a－b－c)
kJ/mol
B．N2(g)＋3H2(g)===2NH3(g)
ΔH＝2(b－a)
kJ/mol
C.N2(g)＋H2(g)===NH3(l)
ΔH＝2(b＋c－a)
kJ/mol
D.N2(g)＋H2(g)===NH3(g)
ΔH＝2(a＋b)
kJ/mol
解析：由图像可知：由
mol
N2(g)和
mol
H2(g)生成1
mol
N和3
mol
H，吸收a
kJ的能量，由1
mol
N和3
mol
H生成1
mol
NH3(g)放出b
kJ的能量，再由1
mol
NH3(g)生成1
mol
NH3(l)放出c
kJ的能量，故该反应的热化学方程式为：N2(g)＋3H2(g)===2NH3(g) ΔH＝2(a－b)
kJ/mol或N2(g)＋3H2(g)===2NH3(l) ΔH＝2(a－b－c)
kJ/mol，故A项正确。
5．强酸与强碱的稀溶液发生中和反应的热效应：H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l) ΔH＝－57.3
kJ·mol－1，分别向1
L
0.5
mol·L－1的NaOH溶液中加入：①稀醋酸；②浓H2SO4；③稀硝酸，恰好完全反应时的热效应分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3，它们的关系表示正确的是( B )
A．ΔH1>ΔH2>ΔH3
B．ΔH2<ΔH3<ΔH1
C．ΔH1＝ΔH2＝ΔH3
D．ΔH2>ΔH3>ΔH1
解析：题中浓H2SO4稀释放热，稀醋酸、稀硝酸符合中和热测定浓度要求，但醋酸是弱酸，电离时要吸热。所以放出热量大小顺序：浓H2SO4>稀硝酸>稀醋酸。对于放热反应，ΔH<0，即ΔH为负值，放热越多，ΔH反而越小。
6．下列酸与碱中和反应热化学方程式可用：
H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l) ΔH＝－57.3
kJ·mol－1来表示的是(Q1，Q2，Q3，Q4都大于0)( C )
A．CH3COOH(aq)＋NaOH(aq)===CH3COONa(aq)＋H2O(l)
ΔH＝－Q1
kJ·mol－1
B.H2SO4(浓)＋NaOH(aq)===Na2SO4(aq)＋H2O(l)
ΔH＝－Q2
kJ·mol－1
C．HNO3(aq)＋NaOH(aq)===NaNO3(aq)＋H2O(l)
ΔH＝－Q3
kJ·mol－1
D.H3PO4(aq)＋Ba(OH)2(aq)===Ba3(PO4)2(s)＋H2O(l) ΔH＝－Q4
kJ·mol－1
解析：当强酸与强碱在稀溶液中发生中和反应时，1
mol
H＋与1
mol
OH－反应生成1
mol
H2O放出57.3
kJ的热量。CH3COOH、H3PO4电离要吸热，浓H2SO4溶解时要放热，故A、B、D均不符合题意。答案选C。
7．依据事实，写出下列反应的热化学方程式：
(1)28
g
CO还原Fe2O3生成单质铁，放出8.3
kJ热量。
Fe2O3(s)＋3CO(g)===2Fe(s)＋3CO2(g)
ΔH＝－24.9
kJ·mol－1
(2)1
mol氨气和1
mol氯化氢气体化合生成氯化铵固体，放出176
kJ热量。
NH3(g)＋HCl(g)===NH4Cl(s) ΔH＝－176
kJ·mol－1
(3)N2和O2化合生成184
g
NO2气体，吸收135.4
kJ热量。
N2(g)＋2O2(g)===2NO2(g) ΔH＝＋67.7
kJ·mol－1
(4)1
g
H2燃烧生成液态水，放出142.9
kJ热量。
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－571.6
kJ·mol－1
(5)5.2
g气态乙炔(C2H2)完全燃烧生成液态水和气态CO2，放出260
kJ热量。
2C2H2(g)＋5O2(g)===2H2O(l)＋4CO2(g)
ΔH＝－2
600
kJ·mol－1
8．已知H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l) ΔH＝－57.3
kJ/mol，回答下列有关中和反应的问题：
(1)用0.1
mol
Ba(OH)2配成稀溶液与足量稀硝酸反应，能放出11.46
kJ的能量。
(2)如图所示装置中，仪器A的名称是环形玻璃搅拌棒，作用是搅拌，使溶液充分混合；仪器B的名称是温度计，作用是测量溶液的温度；碎泡沫塑料的作用是保温、隔热、减少实验过程中的热量损失。
(3)通过实验测定的中和热的ΔH常常大于－57.3
kJ/mol，其原因可能是实验中不可避免有少量热量损失。
(4)用相同浓度和体积的氨水(NH3·H2O)代替NaOH溶液进行上述实验，测得的中和热的数值偏小(填“偏大”“偏小”或“无影响”)。
解析：(1)根据中和热的定义：H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l) ΔH＝－57.3
kJ/mol，所以0.1
mol
Ba(OH)2稀溶液与足量稀硝酸反应生成0.2
mol
H2O(l)，故放出的能量为11.46
kJ。(2)由实验装置知，A为环形玻璃搅拌棒，作用是搅拌，使溶液充分混合；B为温度计，作用是测量溶液的温度；碎泡沫塑料的作用是保温、隔热、减少实验过程中的热量损失。(3)在测定中和热的实验中，减少热量损失是实验的关键，而在实验中会不可避免有少量热量损失，导致结果常常大于－57.3
kJ/mol。(4)用氨水代替NaOH溶液，会使测得的中和热的数值偏小，因为NH3·H2O是弱电解质，电离时需吸收热量。
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