苏教版高中化学选修4知识点总结

化学选修4化学反应及原理专题1 化学反应及能量变化第一单元化学反应中的热效应一、化学反应的焓变1、反应热及焓变（1）反应热：化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，所吸收或放出的热量称为化学反应的反应热。

（2）焓变(ΔH)：在恒温、恒压条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量称为化学反应的焓变。

符号：△H，单位：kJ/mol2、放热反应和吸热反应：（1）放热反应：在化学反应过程中，放出热量的反应称为放热反应（反应物的总能量大于生成物的总能量）（2）吸热反应：在化学反应过程中，吸收热量的反应称为吸热反应（反应物的总能量小于生成物的总能量）化学反应过程中的能量变化如图：放热反应ΔH为“—”或ΔH＜0 吸热反应ΔH为“+”或ΔH ＞0∆H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量）∆H＝E（反应物的键能）－E（生成物的键能）（3）常见的放热反应：1）所有的燃烧反应2）酸碱中和反应3）大多数的化合反应4）金属及酸的反应5）生石灰和水反应 6）浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等常见的吸热反应：1）晶体Ba(OH)·8H2O及NH4Cl 2）大多数的分解反2应3）以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 4）铵盐溶解等注意：1）化学反应时放热反应还是吸热反应只取决于反应物和生成物总能量的相对大小，及反应条件（如点燃、加热、高温、光照等）和反应类型无关；2）物质的溶解过程也伴随着能量变化：NaOH固体溶于水明显放热；硝酸铵晶体溶于水明显吸热，NaCl溶于水热量变化不明显。

3、化学反应过程中能量变化的本质原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热4、热化学方程式（1）定义：能够表示反应热的化学方程式叫做热化学方程式。

（2） 意义：既能表示化学反应过程中的物质变化，又能表示化学反应的热量变化。

（3） 书写化学方程式注意要点:1）热化学方程式必须标出能量变化。

2）热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s 分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq 表示）3）热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。

4）热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数，不表示分子个数，表示对应物质的物质的量。

5）各物质系数加倍，△H 加倍；反应逆向进行，△H 改变符号，数值不变。

△H 的单位为kJ/mol ，它并不是指1mol 反应物或是生成物，可以理解为“每摩尔反应”。

如：2222H (g)+O (g)==2H O(l) H=-285.8KJ ∆﹒mol -1是指每摩尔反应——“2molH 2(g)和1molO 2（g ）完全反应生成2molH 2O(l)”的焓变。

二、反应热的测量及计算：1、中和热概述：（1）定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应，生成1mol(l)水时的反应热叫做中和热。

（2）中和热的表示：H +(aq)+OH -(aq)=H 2O (l)；△H=-57.3kJ ／mol 。

（3）要点1）条件：”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，因为若酸、碱浓度较大，混合时会产生溶解热，而影响中和热的测定。

2）反应物：（强）酸及（强）碱。

中和热不包括离子在水溶液中的生成热、电解质电离的吸热所伴随的热效应。

3）中和热是以生成1mol 液态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，就以生产1mol H 2O 为标准来配平其余物质的化学计量数。

如表示稀NaOH 和稀硫酸的中和反应的热化学方程式： 2424211NaOH(aq)+H SO (aq)==Na SO (aq) +H O(l) H=-57.3KJ 22﹒mol -1 4）中和反应的实质是H +和OH -化合生成 H 20，若反应过程中有其他物质（如沉淀等）生成，这部分反应热也不在中和热内。

5）放出的热量：57.3kJ/mol2、 中和热的测量：（1）仪器：量热计。

量热计由内、外两个筒组成，外筒的外壁盖有保温层，盖上有温度计和搅拌器。

或者：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。

（2） 实验原理：测定含x mol HCl 的稀盐酸及含x mol NaOH 的稀NaOH 溶液混合后放出的热量为Q kJ ，则 kJ ﹒mol -1（3） 实验步骤：1）在大烧杯底部垫泡沫塑料（或纸条），使放入的小烧杯杯口及大烧杯杯口相平。

然后再在大、小烧杯之间填满碎泡沫塑料（或纸条），大烧杯上用泡沫塑料板（或硬纸板）作盖板，在板中间开两个小孔，正好使温度计和环形玻璃搅拌棒通过，如下图所示。

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。

然后把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 NaOH 溶液，并用温度计测量NaOH 溶液的温度，记入下表。

4）把温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯的盐酸中，并把量筒中的NaOH 溶液一次倒入小烧杯（注意不要洒到外面）。

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，记入下表。

5）重复实验两次，取测量所得数据的平均值作为计算依据。

（4）常见问题：1）教材有注，“为了保证0.50mol·L的盐酸完全被中和，采用0.55mol·LNaOH 溶液，使碱稍稍过量”，那可不可以用0.50mol·LNaOH及0.55mol·LHCl，让酸稍稍过量呢?答案：不是“可以及不可以”而是“不宜”。

原因是稀盐酸比较稳定，取50mL、0.50mol·LHCl，它的物质的量就是0.025mol，而NaOH溶液极易吸收空气中的CO2，如果恰好取50mL、0.50mol·LNaOH，就很难保证有0.025molNaOH参及反应去中和0.025mol的HCl。

2）为了确保NaOH稍稍过量，可不可以取体积稍稍过的0.50mol·LNaOH溶液呢?回答：可以的。

比如“量取51mL(或52mL)0.50mol·LNaOH溶液”。

只是(m1+m2)再不是100g，而是101g或102g。

3）强酸及弱碱，强碱及弱酸的中和反应热值如何估计?鉴于弱酸、弱碱在水溶液中只能部分电离，因此，当强酸及弱碱、强碱及弱酸发生中和反应时同时还有弱碱和弱酸的不断电离(吸收热量，即电离热)。

所以，总的热效应比强酸强碱中和时的热效应值(57.3KJ/mol)要小一些。

4）测定酸碱中和热为什么要用稀溶液？答：中和热是酸碱在稀溶液中发生中和反应生成lmol水时所放出的热量，为什么要指明在稀溶液中呢？因为如果在浓溶液中，即使是强酸或强碱，由于得不到足够的水分子，因此也不能完全电离为自由移动的离子。

在中和反应过程中会伴随着酸或碱的电离及离子的水化，电离要吸收热量，离子的水化要放出热量，不同浓度时这个热量就不同，所以中和热的值就不同，这样就没有一个统一标准了。

5）为什么强酸强碱的中和热是相同的？答：在稀溶液中，强酸和强碱完全电离，所以它们的反应就是H+及OH-结合成H2O的反应，每生成lmol水放出的热量（中和热）是相同的，均为57．3 kJ／mol。

6）为什么弱酸、弱碱参加的中和反应的中和热小于57．3 kJ／mol？答：弱酸、弱碱在水溶液中不能完全电离，存在着电离平衡。

弱酸或弱碱参及中和反应的同时，伴随着电离，电离过程要吸收热量，此热量就要由H+及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。

7）是什么原因使中和热测定结果往往偏低？答：按照课本中所示装置进行中和热测定，往往所测结果偏低，造成如此现象的主要原因有：（1）仪器保温性能差。

课本中用大小烧杯间的碎纸片来隔热保温，其效果当然不好，免不了热量散失，所以结果偏低，这是主要原因；（2）实验中忽略了小烧杯、温度计所吸收的热量，因此也使结果偏低；（3）计算中假定溶液比热容为4．18 J／（g·℃），密度为1g／cm3，实际上这是水的比热容和密度，酸碱溶液的比热容、密度均较此数大，所以也使结果偏低。

8）为何说保温效果差是造成中和热测定值偏低的主要原因？答：实验中温度升高得不多，所以烧杯、玻璃棒吸收的热量甚小，影响不大；而酸、碱溶液是稀溶液，实际密度对比热容及水相差甚微；所以此影响更微弱。

因此说，结果偏低的主要原因是保温性能差，若能改进装置，比如用保温杯代替烧杯，使保温性能良好，就更能接近理论值。

9）离子方程式H+＋OH-=H2O代表了酸碱中和反应的实质，能否用此代表所有中和反应的离子方程式？答：离子方程式书写要求“将难电离或难溶的物质以及气体等用化学式表示”，所以弱酸、弱碱参及中和反应时应以分子的形式保留。

例如，醋酸和氢氧化钠的离子方程式就应当写为：HAC+OH-=Ac-+H2O只有可溶性强酸强碱的离子方程式才可能如此表示。

10）为什么中和热测定中要用稍过量的碱？能不能用过量的酸？答：这是为了保证碱（或酸）能够完全被中和。

H+及OH-相互接触碰撞才能发生反应，如果用等量的酸、碱，随着反应的进行，H+及OH-相互碰撞接触的机会越来越少，越来越困难，可能有一部分H+及OH-就不能反应，而在一种微粒过量的情况下，则大大增加了另一种微粒完全反应的机会。

不能用过量的酸，因为碱中含有杂质碳酸钠，酸过量就会有酸及碳酸盐反应导致中和热测定不准．11）为什么要用环形玻璃棒搅拌？若用铁丝取代环行玻璃棒会不会有影响？答为了使反应充分．若用铁丝取代环行玻璃棒会使铁及酸反应放出热量而且铁丝传热快，使测量值偏低。

3、盖斯定律①内容：化学反应的反应热只及反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而及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及该反应一步完成的反应热是相同的。

三、能源的充分利用1、标准燃烧热和热值（1）标准燃烧热概念：在101 kPa时，1 mol物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。

燃烧热的单位用kJ/mol表示。

※注意以下几点：①研究条件：101 kPa②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。

③燃烧物的物质的量：1 mol④研究内容：放出的热量。

（ΔH<0，单位kJ/mol）（2）热值：在101 kPa时，1 g 物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。

热值的单位用kJ/g表示。

四、反应热大小的计算：（1）根据标准燃烧热、热值或中和热计算：|△H|= n（燃料）×燃料的标准燃烧热；|△H|= m（燃料）×燃料的热值|△H|= n（H2O）×中和热（2）根据热化学方程式计算：△H及反应物各物质的物质的量成正比（3）根据反应物和生成物的键能计算：△H=反应物的总能量- 生成物的总能量（4）根据盖斯定律计算：若某热化学方程式可以由其他几个热化学方程式通过适当的“加、减”得到，则该反应的焓变可以根据其他几个热化学方程式的焓变通过相应的“加、减”得到。