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化学反应中的能量变化——反应热在教材中的篇幅虽是不很多，但在高考中几乎每年都有相关的题目出现，主要考查形式以选择题或填空题形式出现，考查的主要内容有热化学方程式的书写或正误判断、反应放出能量多少的比较、反应热与能源综合考查等。复习反应热可以从以下几方面着手：
一、掌握反应热的两个关系
1. 反应热与化学键的能量关系
当反应拆开旧化学键所吸收的总能量小于形成新化学键所放出的总能量，则该反应表现为放热；当反应拆开旧化学键所吸收的总能量大于形成新化学键所放出的总能量，则该反应表现为吸热。
2. 反应热与物质的能量的关系
当反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量，则该反应表现为放热，该反应体系的总能量减少；当反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量，则该反应表现为吸热，该反应体系的总能量减少。
二、正确书写热化学方程式注意事项：
1. 反应热的数值大小与反应的温度和压强有关。因此，必须注明反应发生时的温度和压强。若反应是在298 K（0℃）和101 KPa条件下进行，可以不予注明。一般书写热化学方程式时都认为在298 K（0℃）和101KPa条件下进行，不需标明反应的条件。
2. 要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型
物质的聚集状态不同，物质所具有的能量不同。常用 s、l、g分别表示固体、液体、气体状态。
即在相同条件下，1mol气态H2在气态O2中完全燃烧生成1 mol H2O(l)比生成1 mol H2O(g)多放出44 KJ的热量。
3. △H的值与热化学方程式中的计量数有关
热化学方程式中的计量数不表示分子个数，而表示的是物质的量，可以是整数，也可以是分数。其单位“KJ/mol”中的“摩尔”表示的是热化学方程式中每“计量数”对应物质所放出的热量。因此，对相同物质的同一反应，因化学计量数改变，其△H也同等倍数的相应改变。例如：工业成氨的反应：如果生成1mol气态NH3放出的热量为46.2 KJ，其热化学方程式为：
则在相同条件下，生成2mol NH3时，其热化学方程式为：
N2(g)+3 H2(g)?葑2 NH3(g)；△H=-92.4 KJ/mol。
4. 热化学方程式与反应热量之间必须用“；”隔开。热化学方程式既表示不同物质间的变化，又表示反应能量的变化，物质与能量之间是并列关系。
5. 对某些可逆反应的热化学方程式的书写
某可逆反应的正反应与其逆反应的△H的绝对值相等，只是其符号相反。例如：工业上合成氨的正反应的热化学方程式为：
N2(g)+3 H2(g)?葑2 NH3(g)； △H=-92.4 KJ/mol，
其逆反应的热化学方程式为：
2 NH3(g)?葑N2(g)+3 H2(g)；△H=+92.4 KJ/mol 。
6. 某种可燃物燃烧热的热化学方程式的书写
（1）燃烧热：
①燃烧热一般是通过实验的方法测得的。是指在298 K，101 KP时，1 mol某种可燃物（纯净物——单质或化合物）完全燃烧生成稳定的氧化物（如：H转化为H2O(l)，C转化为CO2(g)，S转化为SO2(g)等）时所放出的热量。
②燃烧热是以1 mol可燃物为标准进行测定的，因此，在书写燃烧热的热化学方程式时，其他物质的计量数可以是整数，也可以是分数。
△H=-241.8KJ/mol，
该式表示H2燃烧的热化学方程式，
2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)；△H=-483.6 KJ/mol。
△H=-285.8 KJ/mol。
可以知道H2(g)的燃烧热为285.8 KJ/mol，而不是-285.8 KJ/mol，即用文字叙述某物质的燃烧热时用正值，但在书写热化学方程式是因用△H表示，应取负值。
（2）当可燃物为某种有机物时，书写其燃烧的热化学方程式，认为该种有机物在O2（或空气）中完全燃烧，无副反应。
例如：CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)；
△H=-890.3 KJ/mol。
（3）某种可燃物完全燃烧时所放出的热量为Q（放）=n(可燃物)×△H（燃烧热）。如：已知1 mol H2(g)在O2（g）中完全燃烧生成 H2O(g)时放出的热量为241.8 KJ，则10g H2(g)在O2(g)完全燃烧生成 H2O(g)时放出的热量为1209 KJ（条件均相同）。
7. 中和热的热化学方程式的书写
（1）中和热：
①在稀溶液（一般指酸或碱物质的量浓度均小于或等于1 mol/L，因为两种溶液混合时会产生溶解热效应而影响中和热的测定）中，酸跟碱发生中和反应而生成1 mol H2O所放出的热量。
②实验测得生成1 mol H2O放出57.3 KJ的热量是指强酸强碱的稀溶液中和反应时的中和热。当有弱酸、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（弱电解质在参加反应时会因为继续电离，电离时吸热）。
如：NaOH(aq)+CH3COOH(aq)=CH3COONa(aq)+H2O(l)；△H>-57.3 KJ/mol。
③由NaOH(aq)+HCl(aq)=NaCl(aq)+H2O(l)；
△H=-57.3 KJ/mol
可知中和热为57.3 KJ/mol，而不是 -57.3 KJ/mol，即用文字叙述中和热时用正值，但在书写热化学方程式是因用△H表示，应取负值。
（2）中和热是以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1mol液态H2O为标准来确定其他物质的化学计量数。例如：
NaOH(aq)+ H2SO4(aq)= Na2SO4(aq)+H2O(l)；
△H=-57.3 KJ/mol。
8. 热化学方程式表明的是该反应已经完成的数量。
如：N2(g)+3H2(g)?葑2NH3(g)；△H=-92.4 KJ/mol，表示的是已经生成2 mol NH3(g)时放出的热量为92.4 KJ/mol 。但是，当1 mol N2(g)与3 mol H2(g)发生反应生成的NH3(g)的量小于2 mol，所以，反应放出的热量值（绝对值）应该小于92.4。
9. 热化学方程式与普通化学方程式的区别为：
（1）热化学方程式既表示了物质间变化又表示了能量的变化，因此，热化学方程式书写时必须注明热量变化，而普通化学方程式就不需注明变化。
（2）热化学方程式中必须标明反应物和生成物的状态，因为反应热除与物质的量有关外，还与反应物和生成物的聚集状态有关。普通化学方程式一般不需要标明物质的状态，但在溶液中有沉淀生成、气体放出时须标注沉淀、气体符号。
（3）热化学方程式中各物质的计量数表示各物质对应的物质的量，可以是整数，也可以是分数。而而普通化学方程式中各物质的计量数必须是整数。
注：本文中所涉及到的图表、注解、公式等内容请以PDF格式阅读原文
一、掌握反应热的两个关系
1. 反应热与化学键的能量关系
当反应拆开旧化学键所吸收的总能量小于形成新化学键所放出的总能量，则该反应表现为放热；当反应拆开旧化学键所吸收的总能量大于形成新化学键所放出的总能量，则该反应表现为吸热。
2. 反应热与物质的能量的关系
当反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量，则该反应表现为放热，该反应体系的总能量减少；当反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量，则该反应表现为吸热，该反应体系的总能量减少。
二、正确书写热化学方程式注意事项：
1. 反应热的数值大小与反应的温度和压强有关。因此，必须注明反应发生时的温度和压强。若反应是在298 K（0℃）和101 KPa条件下进行，可以不予注明。一般书写热化学方程式时都认为在298 K（0℃）和101KPa条件下进行，不需标明反应的条件。
2. 要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型
物质的聚集状态不同，物质所具有的能量不同。常用 s、l、g分别表示固体、液体、气体状态。
即在相同条件下，1mol气态H2在气态O2中完全燃烧生成1 mol H2O(l)比生成1 mol H2O(g)多放出44 KJ的热量。
3. △H的值与热化学方程式中的计量数有关
热化学方程式中的计量数不表示分子个数，而表示的是物质的量，可以是整数，也可以是分数。其单位“KJ/mol”中的“摩尔”表示的是热化学方程式中每“计量数”对应物质所放出的热量。因此，对相同物质的同一反应，因化学计量数改变，其△H也同等倍数的相应改变。例如：工业成氨的反应：如果生成1mol气态NH3放出的热量为46.2 KJ，其热化学方程式为：
则在相同条件下，生成2mol NH3时，其热化学方程式为：
N2(g)+3 H2(g)?葑2 NH3(g)；△H=-92.4 KJ/mol。
4. 热化学方程式与反应热量之间必须用“；”隔开。热化学方程式既表示不同物质间的变化，又表示反应能量的变化，物质与能量之间是并列关系。
5. 对某些可逆反应的热化学方程式的书写
某可逆反应的正反应与其逆反应的△H的绝对值相等，只是其符号相反。例如：工业上合成氨的正反应的热化学方程式为：
N2(g)+3 H2(g)?葑2 NH3(g)； △H=-92.4 KJ/mol，
其逆反应的热化学方程式为：
2 NH3(g)?葑N2(g)+3 H2(g)；△H=+92.4 KJ/mol 。
6. 某种可燃物燃烧热的热化学方程式的书写
（1）燃烧热：
①燃烧热一般是通过实验的方法测得的。是指在298 K，101 KP时，1 mol某种可燃物（纯净物——单质或化合物）完全燃烧生成稳定的氧化物（如：H转化为H2O(l)，C转化为CO2(g)，S转化为SO2(g)等）时所放出的热量。
②燃烧热是以1 mol可燃物为标准进行测定的，因此，在书写燃烧热的热化学方程式时，其他物质的计量数可以是整数，也可以是分数。
△H=-241.8KJ/mol，
该式表示H2燃烧的热化学方程式，
2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)；△H=-483.6 KJ/mol。
△H=-285.8 KJ/mol。
可以知道H2(g)的燃烧热为285.8 KJ/mol，而不是-285.8 KJ/mol，即用文字叙述某物质的燃烧热时用正值，但在书写热化学方程式是因用△H表示，应取负值。
（2）当可燃物为某种有机物时，书写其燃烧的热化学方程式，认为该种有机物在O2（或空气）中完全燃烧，无副反应。
例如：CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)；
△H=-890.3 KJ/mol。
（3）某种可燃物完全燃烧时所放出的热量为Q（放）=n(可燃物)×△H（燃烧热）。如：已知1 mol H2(g)在O2（g）中完全燃烧生成 H2O(g)时放出的热量为241.8 KJ，则10g H2(g)在O2(g)完全燃烧生成 H2O(g)时放出的热量为1209 KJ（条件均相同）。
7. 中和热的热化学方程式的书写
（1）中和热：
①在稀溶液（一般指酸或碱物质的量浓度均小于或等于1 mol/L，因为两种溶液混合时会产生溶解热效应而影响中和热的测定）中，酸跟碱发生中和反应而生成1 mol H2O所放出的热量。
②实验测得生成1 mol H2O放出57.3 KJ的热量是指强酸强碱的稀溶液中和反应时的中和热。当有弱酸、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（弱电解质在参加反应时会因为继续电离，电离时吸热）。
如：NaOH(aq)+CH3COOH(aq)=CH3COONa(aq)+H2O(l)；△H>-57.3 KJ/mol。
③由NaOH(aq)+HCl(aq)=NaCl(aq)+H2O(l)；
△H=-57.3 KJ/mol
可知中和热为57.3 KJ/mol，而不是 -57.3 KJ/mol，即用文字叙述中和热时用正值，但在书写热化学方程式是因用△H表示，应取负值。
（2）中和热是以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1mol液态H2O为标准来确定其他物质的化学计量数。例如：
NaOH(aq)+ H2SO4(aq)= Na2SO4(aq)+H2O(l)；
△H=-57.3 KJ/mol。
8. 热化学方程式表明的是该反应已经完成的数量。
如：N2(g)+3H2(g)?葑2NH3(g)；△H=-92.4 KJ/mol，表示的是已经生成2 mol NH3(g)时放出的热量为92.4 KJ/mol 。但是，当1 mol N2(g)与3 mol H2(g)发生反应生成的NH3(g)的量小于2 mol，所以，反应放出的热量值（绝对值）应该小于92.4。
9. 热化学方程式与普通化学方程式的区别为：
（1）热化学方程式既表示了物质间变化又表示了能量的变化，因此，热化学方程式书写时必须注明热量变化，而普通化学方程式就不需注明变化。
（2）热化学方程式中必须标明反应物和生成物的状态，因为反应热除与物质的量有关外，还与反应物和生成物的聚集状态有关。普通化学方程式一般不需要标明物质的状态，但在溶液中有沉淀生成、气体放出时须标注沉淀、气体符号。
（3）热化学方程式中各物质的计量数表示各物质对应的物质的量，可以是整数，也可以是分数。而而普通化学方程式中各物质的计量数必须是整数。
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