2019年备战高考化学二轮复习-专题六 化学反应中的能量变化

专题六 化学反应中的能量变化（学生版） 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．理解吸热反应、放热反应与反应物及生成物能量的关系。 4．理解化学反应中的能量变化与化学键变化的关系。 5.了解热化学方程式的含义，能正确书写热化学方程式。 6.了解焓变与反应热的含义。了解ΔH＝H(反应产物)—H(反应物)表达式的含义。 7.理解盖斯定律，并能运用盖斯定律进行有关反应焓变的简单计算。 8.了解能源是人类生存和社会发展的重要基础。知道节约能源、提高能量利用效率的实际意义，知道化学在解决能源危机中的重要作用。 一、“三角度”理解产生化学反应热效应的原因 （1）从宏观角度分析 ΔH＝H1生成物的总能量－H2反应物的总能量 （2）从微观角度分析 ΔH＝E1反应物的键能总和－E2生成物的键能总和 （3）从活化能角度分析 ΔH＝E1正反应活化能－E2逆反应活化能 二、“三热”概念 1、反应热： 在化学反应过程中反应本身放出或吸收的热量。在恒温恒压条件下的反应热用△H表示，单位是kJ/mol，并规定放热反应的△H<0，吸热反应的△H>0。 2、标准燃烧热与热值 燃烧热是反应热的一种形式，使用燃烧热的概念时要理解其要点。 ①规定是在101 kPa压强下测出热量。书中提供的燃烧热数据都是在101kPa下测定出来的。因为压强不同，反应热有所不同。 ②规定可燃物的物质的量为1mol（这样才有可比性）。因此，表示可燃物的燃烧热的热化学方程式中，可燃物的化学计量数为1，其他物质的化学计量数常出现分数。例如，C8H18的燃烧热为5518 kJ·mol-1，用热化学方程式表示则为 C8H18（l）+O2（g）= 8CO2（g）+9H2O（l）；△H=－5518 kJ·mol-1 ③规定生成物为稳定的氧化物．例如C→ CO2、H →H2O(l)、S →SO2等。[来源:Z.xx.k.Com] C（s）+O2（g）=CO（g）；△H=－110.5 kJ·mol-1 C（s）+O2（g）=CO2（g）；△H=－393.5 kJ·mol-1 C的燃烧热为393.5 kJ·mol-1，而不是110.5 kJ·mol-1。 ④叙述燃烧热时，用正值，在热化学方程式中用△H表示时取负值。例如，CH4的燃烧热为890.3 kJ·mol-1，而△H＝－890.3 kJ·mol-1且必须以1mol可燃物燃烧为标准。 ⑤要与热值概念进行区别。热值：1g物质完全燃烧的反应热叫该物质的热值。 3、中和热： 把在稀溶液中酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O时的反应热叫中和热，单位是kJ/mol。燃烧热和中和热都属于反应热。 4、常见的吸热反应与放热反应 常见吸热反应： 所有盐的水解和电离过程、大多数的分解反应。 常见放热反应： 燃烧、爆炸反应、金属与酸的置换、酸碱中和反应、2NO2N2O4、大多数的化合反应是放热的。 三、“五步骤”搞定热化学方程式 四、书写热化学方程式的的注意事项 （1）注明反应条件： 反应热与测定条件(温度、压强等)有关。绝大多数反应是在25 ℃、101 kPa下进行的，可不注明。 （2）注明物质状态： 常用s、l、g、aq分别表示固体、液体、气体、溶液，标明反应物和生成物的聚集状态。源:学 （3）注意符号单位： ΔH应包括“＋”或“－”、数字和单位(kJ·mol－1)。 （4）注意守恒关系： ①原子守恒和得失电子守恒； ②能量守恒。(ΔH与化学计量数相对应) （5）区别于普通方程式： 一般不注“↑”、“↓”以及“点燃”、“加热”等。 （6）注意热化学方程式的化学计量数 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，可以是整数，也可以是分数。且化学计量数必须与ΔH相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。 五、盖斯定律的应用 1.理论依据： 反应热只与反应始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与具体反应的途径无关。 2．计算模式： 3．主要应用： 计算某些难 ... ...