化學反應中的能量變化定稿

化學反應與能量變化●考綱研讀①了解化學能與熱能的相互轉(zhuǎn)化，了解吸熱反應，放熱反應；②了解焓變與反應熱的含義；③能夠正確書寫熱化學方程式，并利用熱化學方程式進行簡單計算；④學會測定化學反應的反應熱的實驗方法；⑤理解蓋斯定律的內(nèi)容，能運用蓋斯定律計算化學反應的反應熱；1.反應熱(1)定義：為了定量描述化學反應

的熱量，化學上規(guī)定，當化學反應在一定溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的

，簡稱為反應熱釋放或吸收熱效應(2)吸熱反應、放熱反應化學反應中的能量變化，通常主要表現(xiàn)為熱量的變化——吸熱或放熱，也就是說，在物質(zhì)變化的同時，伴隨著能量的變化。(1)放熱反應：有熱量放出的化學反應叫放熱反應。(2)吸熱反應：吸收熱量的化學反應叫吸熱反應。放熱反應和吸熱反應的區(qū)別類型比較放熱反應吸熱反應定義有熱量放出的化學反應吸收熱量的化學反應形成原因反應物具有的總能量大于生成物具有的總能量反應物具有的總能量小于生成物具有的總能量與化學鍵強弱的關(guān)系生成物分子成鍵時釋放出的總能量大于反應物分子斷鍵時吸的總能量生成物分子成鍵時釋放的總能量小于反應物分子斷鍵時吸收的總能量表示方法ΔH<0ΔH>0類型比較放熱反應吸熱反應圖示實例2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)

ΔH＝－571.6kJ·mol－12HI(g)===H2(g)＋I2(g)

ΔH＝＋14.9kJ·mol－1(3)反應熱產(chǎn)生的原因：在化學反應過程中，舊化學鍵斷裂要吸收能量，新化學鍵形成時釋放出能量從而引起反應過程中產(chǎn)生能量的變化，這種能量變化以熱的形式體現(xiàn)出來就形成了化學反應的

。反應熱2、化學反應的焓變焓：熱力學狀態(tài)函數(shù)。焓變：在恒溫、恒壓條件下,化學反應過程中所吸收或放出的熱量。①焓變符號：△H②焓變單位：kJ/mol

③測量條件：恒壓下，一般為敞口容器中④“+”：吸熱，環(huán)境對體系做功自身能量增加

“-”：放熱，體系對環(huán)境做功自身能量減少[例1]下列變化一定為放熱的化學反應的是 (

)A．H2O(g)===H2O(l)；ΔH＝－44.0kJ/mol－1B．2HI(g)===H2(g)＋I2(g)；ΔH＝＋14.9kJ/mol－1C．形成化學鍵時共放出能量862kJ的化學反應D．能量變化如右圖所示的化學反應【答案】

D例3、下列與化學反應能量變化相關(guān)的敘述正確的是 (

)A．生成物總能量一定低于反應物總能量B．放熱反應的反應速率總是大于吸熱反應的反應速率C．應用蓋斯定律，可計算某些難以直接測量的反應焓變D．同溫同壓下，H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)在光照和點燃條件下的ΔH不同例4、(已知H2(g)＋Br2(l)===2HBr(g)；ΔH＝－72kJ/mol，蒸發(fā)1molBr2(l)需要吸收的能量為30kJ，其他的相關(guān)數(shù)據(jù)如下表：則表中a為 (

)A．404

B．260

C．230

D．200H2(g)Br2(g)HBr(g)1mol分子中的化學鍵斷裂時需要吸收的能量/kJ436a3693．熱化學方程式(1)定義：能夠表示反應熱的化學方程式。(2)表示意義：不僅表明了化學反應中的物質(zhì)變化，也表明了化學反應中的

變化。(3)熱化學方程式的書寫注意事項：①ΔH寫在熱化學方程式的右邊，并用“空格”隔開。若為

熱，ΔH為“－”；若為

熱，ΔH為“＋”。ΔH的單位一般為kJ·mol－1。若反應逆向進行，其反應熱數(shù)值相等，符號(“＋”“－”)相反。能量放吸②需注明反應的條件(

等)。因條件不同，ΔH不同。若不注明，指常壓(

kPa)、常溫(

℃)。③需注明物質(zhì)的狀態(tài)(s表示

、1表示

、g表示

、aq表示

)，因為物質(zhì)的聚集狀態(tài)不同，反應熱不同。如：生成液態(tài)水時放出的熱量

生成氣態(tài)水時放出的熱量。在熱化學方程式中不用“↑”和“↓”號，因已標明物質(zhì)的狀態(tài)。溫度、壓強10125固態(tài)液態(tài)氣態(tài)水溶液>④熱化學方程式中的化學計量數(shù)只表示

，不表示分子數(shù)或原子數(shù)。因此可以是整數(shù)、

數(shù)?；瘜W計量數(shù)不同，ΔH不同；化學計量數(shù)加倍，ΔH也加倍。物質(zhì)的量分例5、已知某溫度下的熱化學方程式：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)△H=-197kJ/mol試寫出SO3分解的熱化學反應方程式。2SO3(g)2SO2(g)＋O2(g)△H=+197kJ/mol注意：對于可逆反應，①當反應逆向進行時，其反應熱與正反應的數(shù)值相等，符號相反。②其反應熱是指反應物完全轉(zhuǎn)變成生成物放出或吸收的熱量。4、可逆反應的反應熱問題【答案】

(1)N2(g)＋O2(g)===2NO(g)ΔH＝＋183kJ·mol－1(2)增大【答案】

A5、.燃燒熱和中和熱(1)燃燒熱：在101kPa時，1mol可燃物完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的熱量。燃燒熱是指1mol物質(zhì)完全燃燒所放出的熱量，因此在書寫燃燒熱的熱化學方程式時，一般以燃燒1mol物質(zhì)為標準來書寫，例如：(2)中和熱：在稀溶液中，強酸和強堿發(fā)生中和反應生成1mol水時的反應熱如：KOH(aq)＋HNO3(aq)===KNO3(aq)＋H2O(l)ΔH＝－57.3kJ·mol－1或H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)ΔH＝－57.3kJ·mol－1注意：燃燒產(chǎn)物必須是穩(wěn)定的氧化物，是指C→CO2、H2→H2O(l)等；由于弱電解質(zhì)的電離是吸熱的，故強酸與弱堿，或弱酸與強堿的稀溶液反應，中和熱一般低于57.3kJ·mol－1。中和反應的實質(zhì)是H＋和OH－結(jié)合生成H2O，若反應過程中有其他物質(zhì)生成，這部分反應熱不包含在中和熱內(nèi)。

例9、25℃，101kPa時，強酸與強堿的稀溶液發(fā)生中和反應的中和熱為57.3kJ/mol，辛烷的燃燒熱為5518kJ/mol。下列熱化學方程式書寫正確的是(

)A．2H＋(aq)＋SO42－(aq)＋Ba2＋(aq)＋2OH－(aq)＝BaSO4(s)＋2H2O(l)；ΔH＝－57.3kJ/mol例10、下列熱化學方程式或離子方程式中，正確的是(

)A．甲烷的標準燃燒熱為－890.3kJ·mol－1，則甲烷燃燒的熱化學方程式可表示為：CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g)

ΔH＝－890.3kJ·mol－1B．500℃、30MPa下，將0.5molN2和1.5molH2置于密閉容器中充分反應生成NH3(g)，放熱19.3kJ，其熱化學方程式為：C．氯化鎂溶液與氨水反應：Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓D．氧化鋁溶于NaOH溶液：Al2O3＋2OH－＋3H2O===2AlO2－＋H2O練習

用0.1molBa(OH)2配成稀溶液跟足量稀硝酸反應，放出熱量為11.46kJ,試寫出表示該反應中和熱的熱化學方程式：

。1/2Ba(OH)2(aq)+HNO3(aq)=1/2Ba(NO3)2(aq)+H2O(l)△H=-57.3kJ/mol6.中和熱的測定(1)裝置(如下圖)(2)酸、堿的選擇①酸與堿：要選擇

酸、

堿；二者濃度相近，且都約0.5mol·L－1左右(過濃，會有溶解熱；過稀，溫差小，測量誤差大)；二者配好后要

才能使用。②為了保證酸、堿完全中和，常采用

稍過量的方法。(3)操作注意事項(為了減少誤差)①操作要快、隔熱效果要好，以確保

盡可能少的散失。強強冷卻至室溫酸或堿其中一種熱量②環(huán)狀攪拌棒不能用易導熱的金屬制品，以防熱量通過金屬傳導而消散。攪拌時，要輕輕攪動，以防碰破溫度計，也可

攪動。③在測量酸、堿、混合溶液的溫度時，要使用

溫度計，且數(shù)據(jù)穩(wěn)定后再記錄下

溫度。測量酸液的溫度后，在測量堿液之前，要洗凈溫度計上的酸。測量溶液的溫度應將溫度計懸掛起來，使水銀球處于

，不要靠在燒杯壁上或插到燒杯底部。不可將溫度計當

使用。上下同一支最高溶液中間攪拌棒④實驗要重復做2次，取測量數(shù)據(jù)(溫度差Δt)的

作計算依據(jù)。平均值思考：如何提高中和熱測定的準確度呢？增強保溫、隔熱措施，減少實驗過程中熱量的損失。不斷攪動，使熱量分散均勻使用稀酸溶液和稀堿溶液，減少溶解熱的干擾使用強酸和強堿溶液，減少電離熱效應的干擾誤差分析:可能的原因有：1.量取溶液的體積有誤差2.溫度計的讀數(shù)有誤。3.測了酸后的溫度計未用水清洗而便立即去測堿的溫度，致使熱量損失而引起誤差。4.實驗過程中有液體灑在外面。5.混合酸、堿溶液時，動作緩慢，導致實驗誤差6.隔熱操作不到位，致使實驗過程中熱量損失而導致誤差。3、判斷下列實驗操作對中和熱測定的數(shù)值有如何影響？填變大、變小或者不變。①大燒杯上沒有蓋硬紙板②用相同濃度和體積的氨水代替NaOH溶液進行實驗③用相同濃度和體積的醋酸代替稀鹽酸溶液進行實驗④實驗中改用100mL0.50mol/L鹽酸跟100mL0.50mol/LNaOH溶液進行實驗變小變小變小不變7．蓋斯定律及其應用(1)蓋斯定律化學反應無論是一步完成還是分幾步完成，其反應焓變是一樣的。也就是說，化學反應的反應熱只與反應的

(各反應物)和

(各生成物)有關(guān)，而與具體反應進行的

無關(guān)。如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的

之和與該反應一步完成時的反應熱相同，這就是

(Hess'slaw)。始態(tài)終態(tài)途徑反應熱蓋斯定律(2)若一個化學方程式可由另外幾個化學方程式相加減而得到，則該化學反應的焓變即為這幾個化學反應焓變的代數(shù)和；若化學方程式中各物質(zhì)的化學計量數(shù)加倍，則焓變也

；若反應逆向進行，則ΔH改變

，但絕對值相等。加倍符號例11、已知：HCN(aq)與NaOH(aq)反應的ΔH＝－12.1kJ·mol－1；HCl(aq)與NaOH(aq)反應的ΔH＝－55.6kJ·mol－1，則HCN在水溶液中電離的ΔH等于(

)A．－67.7kJ·mol－1

B．－43.5kJ·mol－1C．＋43.5kJ·mol－1

D．＋67.7kJ·mol－1[解析]本題考查化學反應熱的計算，意在考查考生對蓋斯定律的巧妙運用能力。反應的離子方程式為：HCN(aq)＋OH－(aq)===CN－(aq)＋H2O(l)

ΔH＝－12.1kJ/mol…①，H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)

ΔH＝－55.6kJ/mol…②，①－②得HCN(aq)===H＋(aq)＋CN－(aq)

ΔH＝＋43.5kJ/mol。[答案]C[方法點撥]反應熱的大小比較1．同一反應生成物狀態(tài)不同時A(g)＋B(g)===C(g)

ΔH1<0A(g)＋B(g)===C(l)

ΔH2<0C(g)===C(l)

ΔH3<0，因為ΔH3＝ΔH2－ΔH1，ΔH1<0，ΔH2<0，ΔH3<0所以ΔH2<ΔH1。若按以下思路分析：ΔH1＋ΔH3＝ΔH2，ΔH1<0，ΔH2<0，ΔH3<0所以ΔH2<ΔH1。2．同一反應物狀態(tài)不同時S(g)＋O2(g)===SO2(g)

ΔH1<0S(s)＋O2(g)===SO2(g)

ΔH2<0S(g)===S(s)

ΔH3<0ΔH2＋ΔH3＝ΔH1，ΔH1<0，ΔH2<0，ΔH3<0所以ΔH1<ΔH2。3．兩個有聯(lián)系的不同反應相比C(s)＋O2(g)===CO2(g)

ΔH1<0C(s)＋O2(g)===CO(g