精品解析：第23讲化学反应与热能

第23讲 化学反应与热能 1、了解化学反应中能量转化的原因，能说出常见的能量转化形式。 2、了解化学能与热能的相互转化，了解吸热反应、放热反应、反应热等概念。 3、了解热化学方程式的含义，能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。 4、了解能源是人类生存和社会发展的重要基础，了解化学在解决能源危机中的重要作用。 考点一、反应热与焓变 1. 反应热：当一个化学反应在一定温度下进行时，反应释放或吸收的热量称为此反应在该温度下的反应热，单位是kJ/mol。反应热的大小与参加反应的物质的多少有关，也与参加反应的物质状态和生成物状态有关，而与反应的途径无关。在化学反应中，旧键的断裂需要吸收能量 ，而新键的形成则放出能量，总能量的变化取决于上述两个过程能量变化的相对大小。 2.焓变： (1)焓：焓是用来描述物质所具有的能量的物理量，用符号H表示。 (2)焓变：生成物的总焓与反应物的总焓之差，用符号ΔH表示。ΔH > 0 反应吸收热量；ΔH < 0反应放出热量。 (3)焓变与键能的关系：ΔH = —(生成物的键能之和—反应物的键能之和) 3. 吸热反应和放热反应： 类型比较 放热反应 吸热反应 定义 放出热量的化学反应 吸收热量的化学反应 形成原因 反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量 反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量 与化学键的关系 生成物分子成键时释放的总能量大于反应物分子断键时吸收的总能量 生成物分子成键时释放的总能量小于反应物分子断键时吸收的总能量 表示方法 ΔH<0 ΔH>0 联系 ΔH=ΔH(生成物)-ΔH(反应物)，键能越大，物质能量越低，越稳定；键能越小，物质能量越高，越不稳定 图示     常见反应类型 ①所有的燃烧反应 ②大多数化合反应 ③酸碱中和反应 ④金属与酸或水的反应 ①大多数分解反应 ②盐的水解和弱电解质的电离 ③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应 ④C和H2O或CO2的反应 4. 燃烧热和中和热：根据反应类型和研究对象的不同，反应热可分为生成热、分解热、中和热。燃烧热、溶解热等。 比较 燃烧热 中和热 相同点 能量变化 放热 ΔH ΔH<0，单位：kJ/mol 不同点 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可燃物完全燃烧时放出的热量；不同可燃物，燃烧热不同 生成1 mol H2O(l)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. 生成物能量一定低于反应物总能量。( ) 2. 由反应物X转化为Y和Z的能量变化 所示可知，由X→Z反应的ΔH<0。( ) 3. 稀盐酸和稀溶液反应的中和热，则和反应的中和热。______ 4. 由778 K时氮气与氢气合成氨反应过程中能量变化的曲线图 可知，b曲线是加入催化剂时的能量变化曲线。( ) 5. 1mol甲烷燃烧生成气态水和二氧化碳所放出的热量是甲烷的燃烧热。( ) 6. 依据盖斯定律，反应焓变的大小与反应的途径有关，无论是一步完成还是分几步完成，其总的热效应完全相同。( ) [易错警示] (1)当反应物的总能量小于生成物的总能量时，△H >0，表明反应吸热，当反应物的总能量大于生成物的总能量时，△H<0，表明反应放热，但是既不能采用部分反应物或生成物代替所有反应物或生成物，又不能让反应热与热化学方程式中的化学计量数不相匹配。 (2)反应热与热化学方程式的化学计量数、物质的聚集状态或晶体结构等有关，细节上要多关注，多作比较。 考点二、热化学方程式和盖斯定律 1.热化学方程式 定义 表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式 意义 不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。例如：H2(g)＋O2(g)=H2O(l)　ΔH=-285.8 kJ·mol-1，表示在25 ℃和1.01×105 Pa下，1 mol氢气和0.5 mol氧气完全反应生成1 mol液态水时放出285.8 kJ的热量 书写步骤 正误判断 2.盖斯定律 内容 根据能量守恒定律，无论反应是一步完成还是几步完成，只要反应的起始状态和终了状态确定，反应热就是个定值，这就是著名的盖斯定律。如ΔH=ΔH1＋ΔH2 化学反应中反应热的大小与反应物、生成物的种类、量及聚集状态有关，与反应途径无关。 反应热计算 步骤：设未知量→写方程式→列比例式→求解→答 注意必须代数据，且数据后必须带单位 △H为对应于某一特定反应的反应热，而不是某种物质的反应热，因此不能在△H后用