备战2021 高考化学 考点31 燃烧热与中和热 能源（解析版）17页

考点 31 燃烧热与中和热 能源
一、燃烧热和中和热
1．燃烧热
（1）概念：在 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，叫做该物质的燃
烧热。燃烧热的单位一般用 kJ·mol−1表示。
燃烧热的限定词有恒压(101 kPa 时)、可燃物的物质的量(1 mol)、完全燃烧、稳定的氧化物等，其中的“完
全燃烧”，是指物质中下列元素完全转变成对应的氧化物：C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)等。
（2）表示的意义：例如 C 的燃烧热为 393.5 kJ·mol−1，表示在 101 kPa 时，1 mol C 完全燃烧放出 393.5
kJ 的热量。
（3）书写热化学方程式：燃烧热是以 1 mol 物质完全燃烧所放出的热量来定义的，因此在书写它的热
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。例如：
C8H18(l)+ O2(g) 8CO2(g)+9H2O(l) ΔH=−5 518 kJ·mol−1，即 C8H18的燃烧热为 5 518 kJ·mol−1。
（4）燃烧热的计算：可燃物完全燃烧放出的热量的计算方法为 Q 放=n(可燃物)×ΔH
式中：Q 放为可燃物燃烧反应放出的热量；n 为可燃物的物质的量；ΔH 为可燃物的燃烧热。
2．中和热
（1）概念：在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成 1 mol 液态 H2O 时的反应热叫中和热。
（2）注意几个限定词：
①稀溶液；
②产物是 1 mol 液态 H2O；
③用离子方程式可表示为 OH−(aq)+H+(aq) H2O(l) ΔH=−57.3 kJ·mol−1。
3．燃烧热与中和热的异同
燃烧热 中和热
能量变化 放热
相同点
ΔH ΔH<0> 25
2

反应物的量 1 mol（O2不限量） 不限量
生成物的量 不限量 H2O（l）是 1 mol
反应热的含义
1 mol 可燃物完全燃烧生成
稳定化合物时放出的热量；
不同的可燃物，其燃烧热一
般不同
在稀溶液中，强酸与强碱发生中和反
应，生成 1 mol H2O（l）和可溶性盐
时放出的热量；不同的反应物中和热
大致相同，均约为 57.3 kJ·mol−1
表示方法
燃 烧 热 为 akJ·mol−1 或
ΔH=−a kJ·mol−1
酸与碱反应的中和热为 57.3 kJ·mol－
1或 ΔH =−57.3 kJ·mol−1
不同点
热化学方程式的书
写
以燃烧 1 mol 可燃物为标准
配平其余物质的化学计量数
(常用分数表示)
以生成 1 mol 水为标准来配平其余物
质的化学计量数(常用分数表示)
备注
必须生成稳定的氧化物，如
C 燃烧应生成 CO2 而不是
CO，H2燃烧应生成液态水而
非气态水
①弱酸代替强酸(或弱碱代替强碱)，
因电离吸热，放出的热量减小，中和
热增大；②若用浓硫酸(或 NaOH 固
体)，放出热量增多，中和热减小
二、中和热的实验测定
实验原理
在稀溶液中，强酸和强碱发生中和反应生成 1 mol H2O(l)时的反应热叫中和热。
H+(aq)+OH−(aq) H2O(l) ΔH=−57.3 kJ·mol−1
实验装置
注意事项：
a.泡沫塑料板和碎泡沫塑料(或纸条)的作用是保温隔热，减少实验过程中的热量损失。
b.为保证酸完全中和，采取的措施是碱稍过量。

实验说明
（1）中和热的测定实验中，NaOH 溶液的浓度稍大于盐酸的浓度是确保 HCl 反应完全。若采用的酸、
碱浓度相等，可采用碱体积稍过量的方法达到这个目的。
（2）中和热的计算公式
ΔH=− kJ/mol
（3）实验中若用弱酸(或弱碱)代替强酸(或强碱)，因弱酸(或弱碱)电离出 H+(或 OH−)需要吸收热量，故
测定的中和热的数值偏小；若用浓硫酸与强碱反应测定中和热，因浓硫酸稀释要放热，故测定的中和热的
数值偏大。
误差分析
（1）分析的依据
看实验中有哪些因素能造成(t 终−t 始)出现误差。若(t 终−t 始)偏大，则|ΔH|偏大；若(t 终−t 始)偏小，则|ΔH|
偏小。
（2）误差分析实例
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 t 终−t 始 |ΔH|
保温措施不好 偏小 偏小
搅拌不充分 偏小 偏小
所用酸、碱浓度过大 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
三、能源
1．概念 能提供能量...