高考化學專題復習――化學反應中的能量變化

1、第三節(jié)化學反應中的能量變化知識要點:1、反應熱、熱化學方程式2、燃燒熱、中和熱(中和熱的測定3、蓋斯定律簡介一、化學反應中的能量變化化學反應中有新物質(zhì)生成,同時伴隨有能量的變化。這種能量變化,常以熱能的形式表現(xiàn)出來。(其他如光能、電、聲等1、化學上把有熱量放出的化學反應叫做放熱反應。吸收熱量的化學反應叫做吸熱反應。2、常見吸熱反應:氫氧化鋇+氯化銨,C+CO2,一般分解反應都是吸熱反應,電離,水解。3、常見放熱反應:、燃燒反應、金屬+酸H2、中和反應、CaO +H2O、一般化合反應是放熱反應。4、能量變化的原因化學反應是舊鍵斷裂,新鍵生成的反應,兩者吸收和釋放能量的差異表現(xiàn)為反應能量的變化。新

2、鍵生成釋放的能量大于舊鍵斷裂吸收的能量,則反應放熱。新鍵生成釋放的能量小于舊鍵斷裂吸收的能量,則反應吸熱。【閱讀】教材P35 H2+Cl2=2 HCl中能量變化數(shù)據(jù)。根據(jù)參加反應物質(zhì)所具能量分析。反應物總能量大于生成物總能量,反應放熱。反應物總能量小于生成物總能量,反應吸熱。二、反應熱1、定義:化學反應過程中吸收或放出的熱量,叫做反應熱。2、符號:反應熱用H表示,常用單位為kJ/mol。3、可直接測量:測量儀器叫做量熱計。4、用H表示的反應熱,以物質(zhì)所具能量變化決定“+”、“-”號。若反應放熱,物質(zhì)所具能量降低,H=-x kJ/mol。若反應吸熱,物質(zhì)所具能量升高,H=+x kJ/mol。用活

3、化能圖分析,使學生了解反應中的能量變化只與始態(tài)、終態(tài)有關(guān),過程中能量大于初始、終態(tài)能量。 (用Q表示的反應熱,以外界體系能量變化“+”、“-”號。若反應放熱,外界體系所具能量升高,Q=+x kJ/mol。若反應吸熱,外界體系所具能量降低,Q=-x kJ/mol。5、反應類型的判斷當H為“-”或H <0時,為放熱反應。當H為“+”或H >0時,為吸熱反應。三、熱化學方程式1、定義:表明反應所放出或吸收的熱量的化學方程式,叫做熱化學方程式。2、一般化學方程式與熱化學方程式的區(qū)別一般化學方程式只表明化學反應中的物質(zhì)變化,不能表明化學反應中的能量變化。熱化學方程式既能表明化學反應中的物質(zhì)變

4、化,又能表明化學反應中的能量變化。化學方程式中的化學計量數(shù)可表示分子數(shù)、物質(zhì)的量,氣體體積等,只能用整數(shù)。熱化學方程式中的化學計量數(shù)只表示物質(zhì)的量,可以用分數(shù)。3、熱化學方程式的書寫(1書寫一般化學方程式(2注明物質(zhì)狀態(tài)(3根據(jù)化學計量數(shù)計算反應能量變化數(shù)值,以H=±x kJ/mol表示。4、注意點:(1需注明反應的溫度和壓強,因H的數(shù)值隨兩者變化。一般為101Kpa,25。要注明H“+”與“-”。(2要注明物質(zhì)狀態(tài)。因物質(zhì)所具能量與它們呈現(xiàn)的狀態(tài)有關(guān)。例:P37,液態(tài)、氣態(tài)水的區(qū)別。(3H數(shù)值與方程式中化學計量數(shù)有關(guān)。例:P38【練習】1、根據(jù)實驗書寫熱化學方程式。參考書后習題2、

5、根據(jù)多個熱化學方程式計算反應能量變化。四、蓋斯定律1840年,俄國化學家蓋斯從大量實驗事實中總結(jié)出一條規(guī)律:化學反應不管是一步完成還是分幾步完成,其反應熱是相同的。即化學反應的反應熱(能量只與反應的始態(tài)(各反應物和終態(tài)(各生成物有關(guān),而與具體反應進行的途徑無關(guān)。如果一個反應可以分幾步進行,則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱相同,這就是蓋斯定律。如: 有:H1=H2+H3+H4應用:計算無法直接實驗測量的反應的反應熱。例題:P38五、燃燒熱根據(jù)反應類型的不同,反應熱也分為燃燒熱、中和熱等不同類型。1、燃燒熱:在一個大氣壓下,1mol物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的熱量。2、特點:燃燒的熱化學方程式中,可燃物前系數(shù)始終為一,其他物質(zhì)前系數(shù)可為分數(shù)。3、作用:計算燃料燃燒反應提供的能量。充分利用能源。例題:P40六、中和熱1、中和反應都是放熱反應。在稀溶液中酸跟堿發(fā)生中和反應而生成1mol水(液態(tài),這時的反應熱叫做中和熱。例:H+(aq+OH-(aq=H2O(lH=-57.3kJ/mol則稀鹽酸+氫氧化鈉,稀硝酸+稀氫氧化鉀等強酸與強堿反應生成1mol水都是放出