笔记11 热化学考点笔记-一本抢分笔记之高中化学

第 113 页 笔记十一 热化学考点笔记 第一节 热化学方程式的书写 与普通化学方程式相比，书写热化学方程式除了遵循书写普通化学方程式外，还应该注意以下几点： ①反应热ΔH 与测定的条件（温度、压强）有关，因此书写热化学方程式时应注明应热ΔH 的测定条件。 若没有注明，就默认为是在 25℃、101KPa 条件下测定的。 ②反应热ΔH 只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边。ΔH为“－”表示放热反应，ΔH 为“+”表示吸热反应。ΔH 的单位一般为 kJ·mol－1（kJ/mol）。 ③反应物和生成物的聚集状态不同，反应热ΔH 不同。因此热化学方程式必须注明物质的聚集状态固体 用“s”、液体用“l”、气体用“g”、溶液用“aq”等表示，只有这样才能完整地体现出热化学方程式的 意义。热化学方程式中不标“↑”或“↓”。 ④热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，不表示物质的分子数或原 子数，因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。 ⑤热化学方程式是表示反应已完成的数量。由于ΔH 与反应完成物质的量有关，所以方程式中化学前面 的化学计量系数必须与ΔH 相对应，如果化学计量系数加倍，那么ΔH 也加倍。当反应逆向进行时，其反应 热与正反应的反应热数值相等，符号相反。 ⑥在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成 1 mol 水时的反应热叫中和热。书写中和热的化学方程式应以 生成 1 mol 水为基准。 ⑦反应热可分为多种，如燃烧热、中和热、溶解热等，在 101Kpa 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。 第二节 热化学方程式的计算及盖斯定律 ①根据能量：ΔH ＝ E 总(生成物)－E 总(反应物) ②根据键能：ΔH ＝E 总(断键)－E 总(成键) ③燃烧热：Q(放) ＝ n(可燃物)·ΔH(燃烧热) ④中和热：Q(放) ＝ n(H2O )·ΔH(中和热) ⑤将ΔH 看作是热化学方程式中的一项，再按普通化学方程式的计算步骤、格式进行计算，得出有关数 据。 ⑥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与该反应一步完成时的反应热是相同的， 即盖斯定律，如： 盖斯定律：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与反应的途径 无关。 应用盖斯定律进行简单计算，关键在于设计反应过程，同时注意： ⑴ 当反应式乘以或除以某数时，△H 也应乘以或除以某数。 ⑵ 反应式进行加减运算时，△H 也同样要进行加减运算，且要带“+”、“-”符号，即把△H 看作一个整 体进行运算。 ⑶ 通过盖斯定律计算比较反应热的大小时，同样要把△H看作一个整体。 ⑷ 在设计的反应过程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。 ⑸ 当设计的反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。 第 114 页 第三节 燃烧热、中和热、反应热 （一）三者之间关系 1．燃烧热的含义：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，叫该物质的燃 烧热。 例如：C(s)+O2(g)=CO2(g) ；ΔH=-393.5KJ/mol，碳的燃烧热是 393.5kJ/mol 。 2．中和热的含义：中和热是在稀溶液中，强酸强碱中和反应生成 1mol 水时放出的热量，中和热为 57.3kJ/mol，反应热为ΔH=-57.3kJ/mol。 3.反应热随反应物的物质的量变化而变化，一个“可逆的”化学反应，它的正反应和逆反应的晗变大小 相等符号相反。 4．三者既有联系又有区别：燃烧热和中和热都是正值，并且都是定值，反应热既有正值又有负值，符号 不表示大小而表示吸热或放热，反应热随反应物的物质的量变化而变化。 （二）燃烧热、中和热的简单计算 在 101KPa 时，1mol．．．．可燃物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。在稀溶 液中酸跟碱发生中和反应而生成 1molH2O，这时的反应热叫中和热。 计算时注意：⑴ 各物质化学式前面的化学计量数与△H（△H取正值）成正比。 ⑵ 可燃物前的化学计量数为 1；中和所得 H2O 前的化学计量数为 1。 ⑶ 当用文字说明物质燃烧放出多少热量时，不标“-”符号（“-”仅表示放热）。 一、 燃烧热 1．燃烧热 ⑴定义：在 101 kPa 时，1 mol 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。 ⑵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