专题08 化学反应与能量（原卷版）-备战2021届高考化学二轮复习题型专练

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一、反应中能量的变化

1．基本概念：

（1）反应热：在化学反应过程中放出或吸收的热量。反应热用符号“ΔH”表示。单位

“kJ/mol”。

（2）吸热反应和放热反应：

在化学反应过程中，通常用 E反表示反应物所具有的总能量，E生表示生成物所具有的

总能量。

①若 E反>E 生，为放热反应；当 ΔH为“－”或 ΔH<0。

②若 E反<E 生，为吸热反应；当 ΔH为“+”或ΔH>0。

2．吸热反应和放热反应的判断方法

（1）根据反应类型判断：通常情况下燃烧反应、中和反应、金属和酸反应制氢气的反应

为放热反应；电解质的电离、盐类水解、大多数的分解反应等为吸热反应。若正反应为吸

热反应，则逆反应为放热反应。

（2）由物质的聚集状态判断：同种物质的聚集状态不同，其本身具有的能量也不相同。

一般情况下：气态物质所具有的能量大于液态，液态具有的能量大于固态；物质处与稳定

状态的能量小于不稳定状态的能量。如：硫蒸气在氧气中完全燃烧放出的能量大于固态硫

完全燃烧放出的能量。石墨比金刚石稳定，所以由石墨转化为金刚石的反应为吸热反应。

（3）由盖斯定律判断：如一个反应可分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一

步完成时的反应热相同，通过化学反应的能量变化值来进行计算，若 ΔH>0，则反应为吸

热反应，反之则为放热反应。

二、热化学方程式的书写

热化学方程式书写或者判断的注意事项

（1）注意 ΔH的符号和单位：ΔH的单位为 kJ/mol。

（2）ΔH与测定的条件有关，书写时应注明条件。若条件为 25℃，103kPa，则可不注

明。

（3）注意物质的聚集状态：气体用“g”、液体用“l”、固体用“s”、溶液用“aq”。热

化学方程式中不用“↑”或“↓”符号。

（4）热化学方程式中的计量数只表示物质的量，不表示分子个数，因此热化学方程式

中的计量数可以是小数或分数。

（5）注意 ΔH的数值与符号：如果化学计量数加倍，则 ΔH也要加倍。逆反应的反应

热与正反应的反应热数值相等，但符号相反。

（6）对于同素异形体的物质，除了要注明聚集状态外，还要注明物质的名称。

三、燃烧热、中和热

1．燃烧热

（1）定义：在 101kPa 时，1mol 物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做

该物质的燃烧热。

（2）注意事项

①燃烧热是以 1mol 物质完全燃烧所放出的热量来定义的，因此在书写燃烧热的化学方

程式时，一般以燃烧物前系数为 1的标准来配平其余物质的化学计量数。

②燃烧产物必须是稳定的氧化物，例如 C→CO2，H→H2O(l)等。

（3）化石燃料提供能量的弊端以及预防措施：

①弊端：化石燃料为不可再生能源、燃烧产物中含有 SO2造成环境污染、CO2引起温

室效应。

②预防措施：开发新能源、对燃料进行脱硫或固硫处理。

2．中和热

（1）定义：在稀溶液中，酸和碱发生中和反应而生成 1mol H2O，这时的反应热叫做

中和热。

（2）注意事项

中和反应的实质是 H+和OH−反应生成 H2O。若反应过程中有其他物质生成（如生成沉

淀或弱电解质），则其反应热不等于中和热。

另注：

燃烧热中和热

相同点

能量变化放热反应

ΔHΔH＜0，单位：kJ/mol

不同点

反应物的量 1mol（O2的量不限）可能是 1mol，也可能是 0.5mol

生成物的量不限量 H2O是1mol

反应热的含义

1mol 反应物完全燃烧

时放出的热量；不同

反应物，燃烧热不同

生成 1mol H2O时放出的热量，不同

反应物的中和热大致相同，均为

57.3kJ/mol

四、盖斯定律的应用

1．理论依据：反应热只与反应始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与具体反应

的途径无关。

2．计算模式：

3．主要应用：计算某些难以直接测量的反应热。

4．注意事项：应用盖斯定律进行简单计算，关键在于设计反应途径。

（1）当反应式乘以或除以某数时，ΔH也应乘以或除以某数。

（2）热化学方程式加减运算以及比较反应热的大小时，ΔH都要带“＋”、“－”号进

行计算、比较，即把 ΔH看作一个整体进行分析判断。

（3）在设计的反应途径中常会遇到同一物质固、液、气三态的相互转化，状态由固→液

→气变化时，会吸热；反之会放热。

（4）当设计的反应逆向进行时，其 ΔH与正反应的 ΔH数值相等，符号相反。

考向一反应过程与能量变化图象分析

典例1 H2与ICl 的反应分①、②两步进行，其能量曲线如图所示，下列有关说法错误的是

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