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第一章 化学反应的热效应知识清单
考点1 反应热 焓变
一、反应热及其测定
1．体系（系统）及环境－－以研究盐酸与NaOH溶液的反应为例
2．反应热
（1）含义：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，称为化学反应的热效应，简称反
应热。
（2）测定方法：利用量热计直接测定。
3．反应热测定
（1）实验装置及仪器
（2）测定过程
（3）注意事项
①所用装置要尽可能做到保温、隔热；实验操作时动作要快，尽量减少热量的损失。
②用溶液的配制必须准确，且浓度要小；为了保证酸完全中和，常采用碱稍过量的方法。
③实验中所用的盐酸和氢氧化钠溶液配好后要充分冷却至室温，才能使用。
④要使用同一支温度计，温度计读数要尽可能准确；水银球部位一定要完全浸没在溶液中，且要稳定一
段时间后再读数，以提高测量的精度；两次读数的时间间隔要短，这样才能读到最高温度，即最终温度。
⑤实验中若用弱酸（碱）代替强酸（碱），因中和过程中弱酸或弱碱的电离吸热，会使测得的反应热数
值的绝对值偏小。
⑥可采用多次测量取平均值的方法，减小实验误差。
（4）结论
25℃和101kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成1mol HO时，放出57.3kJ 的热量。
2
二、反应热与焓变
1．产生反应热的原因：化学反应前后体系的内能发生了变化。
2．内能、焓、焓变
（1）内能（符号为U）：体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强和物质的聚集状态等影响。
（2）焓（符号为H）：与内能有关的物理量。
（3）焓变：在等压条件下进行的化学反应，其反应热等于反应的焓变。①符号：ΔH。
②单位：kJ/mol（或 kJ · mol － 1 ）。
（4）反应热与焓变的关系
①放热反应：其焓减小，ΔH为 负 值 ，即ΔH＜0。
②吸热反应：其焓增大，ΔH为 正 值 ，即ΔH＞0。
3．从微观角度认识反应热的实质
（1）H（g）+Cl（g）＝2HCl（g）（25℃，101kPa下）的能量变化
2 2
化学 反应中能量变化
键 1mol A－B化学键 反应中能量变化
H－H 吸收436kJ
共吸收679kJ
Cl－Cl 吸收243kJ
H－Cl 放出431kJ 共放出862kJ
结论 H（g）+Cl（g）＝2HCl（g）的反应热ΔH＝ － 183k J · mo l － 1
2 2
（2）化学反应中能量变化的主要原因是化学键断裂和形成时的能量变化。
4．ΔH的计算方法
（1）ΔH＝反应物断键吸收的总能量－生成物成键释放的总能量。
（2）ΔH＝生成物所具有的总能量－反应物所具有的总能量。
5．常见的放热反应和吸热反应
（1）放热反应
①金属、金属氧化物与酸或水的反应
②可燃物的燃烧反应及缓慢氧化
③酸和碱的中和反应
④铝热反应，如2Al+Fe O 2Fe+Al O
2 3 2 3
⑤大多数的化合反应。如2NO NO
2 2 4
（2）吸热反应
①大多数的分解的反应（2HO 2HO+O↑除外）
2 2 2 2
②铵盐和碱反应，如Ba（OH）•8H O+2NH Cl＝BaCl +2NH•H O+8HO
2 2 4 2 3 2 2
③盐的水解反应
④两个特殊反应：C+CO 2CO、C+HO（g） CO+H
2 2 2
⑤碳酸氢钠与柠檬酸的反应
6．反应的热效应与反应条件的关系
（1）反应的热效应与反应条件无必然关系
①在高温下才能进行的化学反应不一定是吸热反应
②在常温下进行的化学反应不一定是放热反应
③使用催化剂的反应不一定是吸热反应
（2）可用根据反应条件判断反应的热效应
①需要持续加热才能进行的反应一般是吸热反应
②反应开始需要加热，停热后仍能继续进行，一般是放热反应
7．根据反应现象判断反应的热效应（1）反应体系的温度变化
①体系的温度升高：放热反应
②体系的温度降低：吸热反应
（2）密闭体系的压强变化
①体系的压强增大：放热反应
②体系的压强减小：吸热反应
（3）液体的挥发程度
①液体的挥发程度增大：放热反应
②液体的挥发程度减小：吸热反应
（4）催化剂的红热程度
①停热后催化剂继续红热：放热反应
②停热后催化剂不再红热：吸热反应
考点2 热化学方程式
一、热化学方程式
1．概念：表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式。
2．热化学方程式中各量的含义
（1）化学计量数
①含义：只表示物质的量，不表示分子个数
②特点：可以是整数也可以是分数
（2）热化学方程式的意义：
① 2 mol A （ g ）和 1 mol B （ g ） 完全反应 生成 3 mol C （ g ） 时释放 a kJ 的热量 。
2A（g）+B（g） 3C（g） △H＝－akJ·mol－1
② 25℃ 、 101kPa 下， 1mol 气态 H 与 0.5mo l 气态 O 反应生成 1mo l 液态 H O 时，放出的热量是
2 2 2
285.8kJ 。
1
H（g）+2O（g）＝HO（l）ΔH＝－285.8kJ·mol－1
2 2 2
（3）热化学方程式中的△H
①△H＝－akJ·mol－1中mol－1的含义：每摩尔反应
②单位： kJ · mol － 1 ，与化学计量数无关
③正负：正逆反应的数值相等，符号相反
3．热化学方程式的正误判断
（1）注意标明物质的聚集状态：方程式中每种物质的化学式后面用括号注明物质的聚集状态（g、l、s），
不用标“↑”或“↓”，水溶液用aq表示。
（2）注意注明必要的反应条件：焓变与温度等测定条件有关，所以书写时必须在ΔH后指明反应的温度
（298K时可不注明）。
（3）注意明确化学计量数的含义：化学计量数只表示该物质的物质的量，不表示分子个数或原子个数，因此
热化学方程式中化学计量数也可以是分数。
（4）注意ΔH的单位及符号：ΔH的单位是J·mol－1或kJ·mol－1，ΔH只能写在化学方程式的右边，表示正向
反应的焓变。ΔH＜0表示为放热反应；ΔH＞0表示为吸热反应。
（5）注意同一反应中化学计量数与ΔH数值的对应关系：化学方程式中各物质的化学计量数加倍，则 ΔH数
值的绝对值也加倍；若反应逆向进行，则ΔH的数值改变符号，但绝对值不变。
4．热化学方程式的书写方法
5．根据已知信息书写热化学方程式的方法思路
（1）根据题目给出的信息，确定反应物和生成物，写出化学方程式，并标明各物质的状态。
（2）根据题中一定量反应物（或生成物）反应（或生成）时对应的热量变化，求出 1mol反应物（或生成
物）反应（或生成）时对应的热量变化，标明该反应的ΔH。
（3）注意特殊要求。如表示中和热的热化学方程式中生成物HO（l）的化学计量数必须是1。
2
二、燃烧热
1．概念：在25℃、101kPa时，1mol 纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。
（1）反应条件：25℃和101kPa（2）可燃物用量：1mol
（3）完全燃烧生成指定产物：指单质或化合物燃烧后变为最稳定的物质。
元素 C H S N
产物 CO （ g ） H O （ l ） SO （ g ） N （ g ）
2 2 2 2
（4）ΔH：放热反应，ΔH均为负值
（5）单位： kJ · mol － 1
2．意义：甲烷的燃烧热为ΔH＝－890.3kJ·mol－1，它表 示 2 5 ℃ 、 101kPa 时， 1molCH 完全燃烧生成 CO （ g ）
4 2
和液态 H O 时放出 890.3kJ 的热量 。
2
3．表示燃烧热的热化学方程式的书写
（1）要求：以燃烧1mol 物质为标准来配平其余物质的化学计量数。
（2）实例：表示C H 的燃烧热的热化学方程式
8 18
25
①正确：CH （ l ） + 2 O （ g ） ＝ 8CO （ g ） +9H O （ l ） Δ H ＝－ 5 518kJ · mol － 1
8 18 2 2 2
②错误：2C H （l）+25O （g）＝16CO（g）+18H O（l）ΔH＝－11 036kJ·mol－1。
8 18 2 2 2
考点3 盖斯定律及其应用
一、盖斯定律
1．内容：一个化学反应，不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。
2．特点
（1）在一定条件下，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）反应热总值一定，如图表示始态到终态的反应热。
则ΔH＝ Δ H +Δ H ＝ Δ H +Δ H +Δ H 。
1 2 3 4 5
3．应用：可以间接计算以下情况的反应热
（1）反应进行得很慢的反应；
（2）不容易直接发生的反应；
（3）伴有副反应发生的反应。
二、反应热的计算
1．根据热化学方程式计算
（1）化学计量数∶│⊿H│＝反应的物质的量∶热量（Q）
（2）n（A） ∶n（B） ∶n（C） ∶n（D） ∶Q＝a∶b∶c∶d∶ │ ⊿ H │
反应 反应 生成 生成
2．根据反应物和生成物的总能量计算
（1）△H＝生成物的能量和－反应物的能量和
（2）△H＝生成物的相对能量和－反应物的相对能量和
3．根据键能计算焓变
（1）△H＝反应物的键能和－生成物的键能和
（2）计算关键：弄清物质中化学键的数目
①常见分子：根据成键原则画出结构式即可判断
分子
Cl O N HO
式 2 2 2 2
结构
Cl－Cl O＝O N≡N H－O－H
式
分子
HO CO HCN NH
式 2 2 2 3
结构
H-O-O-H O＝C＝O H－C≡N
式
分子
CH C H C H NH
式 4 2 4 2 6 2 4结构
式
②信息分子：根据分子结构示意图数共价键个数
物质 硫化磷 雄黄（As S） PO
4 4 4 10
结构
12 个P-S键 2 个As-As键 4 个P＝O键
键数
2 个P＝S键 8 个S-As键 12 个P－O键
物质 S 单质 N 分子 PO
8 4 4 6
结构
键数 8 个S－S键 8 个N－N键 12 个P－O键
③特殊物质：选修物质结构内容
物质/mol 白磷 金刚石 晶体硅 SiO 石墨
2
结构
键数/mol 6 2 2 4 1.5
4．根据燃烧热和热值计算
（1）根据燃烧热计算：Q（放）＝ n （可燃物） × | 燃烧热 |
（2）根据热值计算：Q（放）＝ m （可燃物） × | 热值 |
4．计算燃烧热、热值、中和热
（1）计算燃烧热：H ＝－ kJ/mol
燃烧热
（2）计算热值：H ＝－ kJ/g
热值
（3）计算中和热：H ＝－ kJ/mol
中和热
5．根据比热公式进行计算：Q＝ cm ΔT 。
（1）水的比热容：c＝4.18×10－3kJ/（g·℃）
（2）m代表液体或混合液的总质量
（3）ΔT表示反应前后温度的变化值，ΔT＝T － T
2 1
6．虚拟路径法：若反应物A变为生成物D，可以有两个途径：
（1）由A直接变成D，反应热为ΔH；
（2）由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH、ΔH、ΔH，如图所示：
1 2 3
则有ΔH＝ΔH+ΔH+ΔH。
1 2 3
7．加和法进行计算
（1）计算步骤（2）ΔH与书写方式的关系
①正逆反应的△H、K的关系：△H
正
+△H
逆
＝0，K
正
·K
逆
＝1
②化学计量数变成n倍，△H变为n 倍，K变为 n 次方 倍
③反应③＝反应①+反应②，则：△H＝ △ H + △ H ，K ＝K · K
3 1 2 3 1 2
④反应③＝反应①－反应②，则：△H＝ △ H － △ H ，K ＝
3 1 2 3
1 1
⑤反应③＝a×反应①－b ×反应②，则：△H＝a△ H －b △ H ，K ＝
3 1 2 3
（3）反应举例
①A+B＝C+D ⊿H
1
②2E+F＝2C ⊿H
2
③3D＝M+2N ⊿H
3
则：6A+6B＝6E+3F+ 2M+4N △H＝ 6 △ H － 3△ H + 2 △ H
1 2 3
8．根据图像计算
考点4 反应热大小比较
1．与“符号”相关的反应热比较
（1）对于放热反应来说，ΔH＝－QkJ·mol－1，虽然“－”仅表示放热的意思
（2）比较ΔH大小时要将其看成真正意义上的“负号”，即放热越多，ΔH反而越小。
2．与“化学计量数”相关的反应热比较
（1）“化学计量数”越大，反应释放或吸收的热量越多
（2）例如：a＜b，ΔH＞ΔH
1 2
1
①H（g）+2O（g）＝HO（l） ΔH＝－akJ·mol－1
2 2 2 1
②2H（g）+O （g）＝2HO（l） ΔH＝－bkJ·mol－1
2 2 2 2
3．与“物质聚集状态”相关的反应热比较
（1）同一反应，生成物状态不同时：
①A（g）+B（g）＝C（g）ΔH＜0
1
②A（g）+B（g）＝C（l）ΔH＜0
2
③因为C（g）＝C（l）ΔH＜0
3
则ΔH＝ Δ H － Δ H ，所以ΔH＜ΔH。
3 2 1 2 1
（2）同一反应，反应物状态不同时
①S（g）+O （g）＝SO （g）ΔH＜0
2 2 1
②S（s）+O （g）＝SO （g）ΔH＜0
2 2 2③设计如下途径：
则ΔH＝ Δ H － Δ H ，因ΔH＜0，所以ΔH＜ΔH。。
3 1 2 3 1 2
4．与“同素异形体”相关的反应热比较
（1）C（石墨，s）+O （g）＝CO（g）ΔH
2 2 1
（2）C（金刚石，s）+O （g）＝CO（g）ΔH
2 2 2
（3）因为C（石墨，s）＝C（金刚石，s）ΔH＞0，所以ΔH＞ΔH。
1 2
5．与“反应进行程度”相关的反应热比较
（1）对于燃烧反应，燃烧越充分放出的热量就越多，ΔH越小。
①2C（s）+O （g）＝2CO（g）ΔH
2 1
②2C（s）+2O （g）＝2CO（g）ΔH
2 2 2
③ΔH＞ΔH
1 2
（2）对于可逆反应，
①放热反应：反应正向进行的程度越大，则反应放出的热量就越多。
②吸热反应：反应正向进行的程度越大，则反应吸收的热量就越多。
