蘇教版《化學反應中的能量變化》素材

第二單元化學反應與能量轉(zhuǎn)化1、熱化學方程式書寫熱化學方程式除了遵循書寫化學方程式的要求外還應注意以下五點：（1）注意反應物和產(chǎn)物的聚集狀態(tài)不同，反應熱數(shù)值以及符號都可能不同。因此，必須注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)（s,l,g，aq）才能完整地體現(xiàn)出熱化學方程式的意義。熱化學方程式中不用“↑”“↓”（因已注明狀態(tài)）,也不用標條件。（2）注意反應熱△H與測定條件（溫度、壓強等）有關。因此書寫熱化學方程式時應注明△H的測定條件。絕大多數(shù)△H是在25℃（3）注意熱化學方程式中各物質(zhì)化學式前面的化學計量數(shù)僅表示該物質(zhì)的物質(zhì)的量，并不表示物質(zhì)的分子或原子數(shù)，因此化學計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)。（4）△H只能寫在標有反應物和生在物狀態(tài)的化學方程式的右邊，并用“空格”隔開。若為放熱反應△H為“—”；若為吸熱反應△H為“+”,“+”可以省略?！鱄的單位為J·mol-1或kJ·mol-1，一般用kJ·mol-1。（5）注意熱化學方程式是表示反應已完成的數(shù)量。由于△H與反應完成物質(zhì)的量有關，所以方程式中化學式前面的化學計量數(shù)必須與△H相對應，如果化學計量數(shù)加倍，則△H也要加倍。當反應逆向進行時，其反應熱與正反應熱的反應熱數(shù)值相等，符號相反。例如：已知H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)△H=·mol-1。則2H2(g)+O2=2H2O(l)H=2H2O(l)=2H2(g)+O2(g)△H=再如合成氨的反應3H2(g)+N2(g)2NH3(g)△H=kJ·mol-1l，是生成2molNH3時放出的熱量，而不是3molH2與1molN2混合在一定條件下反應就可放出的熱量，實際放出的熱量2:反應熱,焓變化學反應過程中為什么會有能量的變化？（用學過的知識回答）化學反應的實質(zhì)就是反應物分子中化學鍵斷裂，形成新的化學鍵，從新組合成生成物的分子的過程。舊鍵斷裂需要吸收能量，新鍵形成需要放出能量。而一般化學反應中，舊鍵的斷裂所吸收的總能量與新鍵形成所放出的總能量是不相等的，而這個差值就是反應中能量的變化。所以化學反應過程中會有能量的變化。反應熱焓變化學反應過程中所釋放或吸收的能量，都可以熱量（或換算成相應的熱量）來表述，叫做反應熱，又稱為“焓變”。符號：ΔH，單位：kJ/mol或kJ?mol-1?H為“－”為放熱反應?H為“＋”為吸熱反應思考:能量如何轉(zhuǎn)換的？能量從哪里轉(zhuǎn)移到哪里？體系的能量如何變化？升高是降低？環(huán)境的能量如何變化？升高還是降低？規(guī)定放熱反應的ΔH為“－”，是站在誰的角度？體系還是環(huán)境放熱反應ΔH為“—”或ΔH〈0吸熱反應ΔH為“+”或ΔH〉0?H＝E（生成物的總能量）－E（反應物的總能量）?H＝E（反應物的鍵能）－E（生成物的鍵能）3.蓋斯定律（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始態(tài)（各反應物）和終態(tài)（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關。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（Hess’slaw）。（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?！镜淅馕觥恳阎浞秩紵齛g乙炔氣體時生成1mol二氧化碳氣體和液態(tài)水，并放出熱量bkJ，乙炔燃燒的熱化學方程式為，如果已知H2O(g)=H2O(l)ΔH＝－ckJ·mol-1，則有C2H2(g)＋5/2O2(g)＝2CO2(g)＋H2O(g)ΔH＝。解析：乙炔燃燒的熱化學方程式為C2H2(g)＋5/2O2(g)＝2CO2(g)＋H2O(l)ΔH＝-2bkJ·mol-1或2C2H2(g)＋5O2(g)＝4CO2(g)＋2H2O(l)；ΔH＝－4bkJ·mol-1；熱化學方程式①C2H2(g)＋5/2O2(g)＝2CO2(g)＋H2O(l)ΔH＝-2bkJ·mol-1熱化學方程