（5年高考3年模擬A版）天津市2020年高考化學一輪復習 專題五 化學反應中的能量變化課件.ppt

專題五化學反應中的能量變化,高考化學（天津?qū)Ｓ茫?考點一化學反應中能量變化的有關概念及計算 基礎知識 1.反應熱(焓變) (1)定義:在化學反應過程中,當反應物和生成物具有相同溫度時,所吸收或放出的熱量。 (2)符號:H。 (3)常用單位:kJ/mol或kJmol-1。 (4)測量:可用量熱計測量。,考點清單,(5)表示方法 吸熱反應:H0;放熱反應:H<0。 (6)產(chǎn)生原因 化學反應過程中舊鍵斷裂吸收的能量與新鍵形成放出的能量不相等,故化學反應均伴隨著能量變化。 2.燃燒熱和中和反應反應熱 (1)燃燒熱:101 kPa時,1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的熱量。 (2)中和反應反應熱:在稀溶液中,酸和堿發(fā)生中和反應生成 1 mol時的反應熱。,3.燃料的燃燒 (1)化石燃料主要包括煤、石油、天然氣等。 (2)可燃物燃燒的條件是與O2接觸,溫度達到著火點。 (3)充分燃燒的必要條件是O2要充足,可燃物與O2的接觸面積要大。 (4)不充分燃燒則產(chǎn)熱少,浪費資源,污染環(huán)境。,4.放熱反應和吸熱反應,重點難點 1.(1)燃燒熱是以1 mol物質(zhì)完全燃燒所放出的熱量來定義的,因此在書寫表示燃燒熱的熱化學方程式時,以燃燒1 mol物質(zhì)為標準來確定其余物質(zhì)的化學計量數(shù)。 (2)燃燒產(chǎn)物必須是穩(wěn)定的氧化物,如C CO2、H2 H2O(l)等。,2.(1)強酸和強堿的稀溶液發(fā)生反應,其中和反應反應熱是相等的,都約是57.3 kJmol-1。 H+(aq)+OH-(aq) H2O(l)H=-57.3 kJmol-1 (2)強酸和弱堿或弱酸和強堿的稀溶液發(fā)生反應,中和反應反應熱一般小于57.3 kJmol-1,因為弱電解質(zhì)的電離是吸熱的。 (3)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(如生成不溶性物質(zhì)、難電離物質(zhì)等),這部分反應熱不在中和反應反應熱之內(nèi)。,基礎知識 1.概念 表示參加反應的物質(zhì)的量和反應熱的關系的化學方程式。 2.書寫要求 (1)注明反應的溫度和壓強(25 、101 kPa下進行的反應可不注明)。 (2)注明反應物和生成物的狀態(tài):固態(tài)(s)、液態(tài)(l)、氣態(tài)(g)、水溶液(aq)。 (3)熱化學方程式的化學計量數(shù)只表示物質(zhì)的物質(zhì)的量,而不代表分子或原子個數(shù),因此可以寫成分數(shù)。,考點二熱化學方程式的書寫及正誤判斷,重點難點 1.書寫熱化學方程式應注意的問題 (1)熱化學方程式中不用“”和“”,不用“”而用“” 表示。 (2)熱化學方程式能反映出該反應已完成的數(shù)量。由于H與反應物的物質(zhì)的量有關,所以熱化學方程式中物質(zhì)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。當反應向逆反應方向進行時,其反應熱與正反應的反應熱數(shù)值相等,符號相反。 (3)H單位中的“mol-1”并不是指每摩爾具體物質(zhì),而是指給定形式的具體反應。 (4)無論化學反應是否可逆,熱化學方程式中的反應熱H都表示反應進 行到底時的能量變化。,2.判斷一個熱化學方程式是否正確,主要從以下四個方面入手: (1)各物質(zhì)的化學式是否正確,化學方程式是否符合客觀事實; (2)各物質(zhì)的聚集狀態(tài)是否注明; (3)化學方程式是否配平; (4)H是否與化學方程式中各物質(zhì)前的化學計量數(shù)相對應,其符號和數(shù)值是否正確。,方法反應熱大小的比較及計算 1.反應熱大小的比較 (1)直接比較法 依據(jù)規(guī)律、經(jīng)驗和常識直接判斷不同反應的反應熱的大小的方法稱為直接比較法。 吸熱反應的H肯定比放熱反應的H大(前者大于0,后者小于0)。 等量的可燃物完全燃燒所放出的熱量肯定比不完全燃燒所放出的熱量多。 產(chǎn)物相同時,A(g)燃燒放出的熱量比等量的A(s)燃燒放出的熱量多。 反應物相同時,生成B(l)放出的熱量比生成等量的B(g)放出的熱量多。,方法技巧,生成等量的水時,強酸和強堿的稀溶液反應比弱酸和強堿或弱堿和強酸或弱酸和弱堿的稀溶液反應放出的熱量多。 對于可逆反應,因反應不能進行完全,實際反應過程中放出或吸收的熱量要小于理論值。例如:2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)H=-197 kJ/mol, 則向密閉容器中通入2 mol SO2和1 mol O2,反應達到平衡后,放出的熱量要小于197 kJ。 (2)蓋斯定律比較法 同一反應的生成物狀態(tài)不同時 A(g)+B(g) C(g)H1<0 A(g)+B(g) C(l)H2<0 C(g) C(l)H3<0,因為H3=H2-H1<0 所以H2<H1。 也可以按以下思路分析: C(g)C(l) C(l) 因為H1+H3=H2,H1<0,H2<0,H3<0 所以H2<H1。 同一反應的反應物狀態(tài)不同時 S(g)+O2(g) SO2(g)H1<0 S(s)+O2(g) SO2(g)H2<0,S(g) S(s)H3<0 H2+H3=H1,H1<0,H2<0,H3<0 所以H1<H2。 兩個有聯(lián)系的不同反應 C(s)+O2(g) CO2(g)H1<0 C(s)+O2(g) CO(g)H2<0 C(s) CO2(g) C(s) CO(g) CO2(g),因為H2+H3=H1,H1<0,H2<0,H3<0 所以H1<H2。 并且據(jù)此可寫出下面的熱化學方程式: CO(g)+O2(g) CO2(g)H3=H1-H2。 2.反應熱的計算 (1)應用蓋斯定律計算反應熱 某化學反應無論一步完成,還是分幾步完成,反應的總熱效應相同。即反應熱只與反應體系的始態(tài)和終態(tài)有關,而與反應途徑無關。這就是蓋斯定律。此定律的主要應用是用已知反應的反應熱來推知相關反應的反應熱。,如右圖所示,反應AB可看成反應AC和CB的和,所以反應的焓變有如下關系:H=H1+H2。 (2)根據(jù)化學鍵鍵能計算 H=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和 (3)根據(jù)反應物和生成物的能量計算 H=生成物具有的總能量-反應物具有的總能量。,圖:H=E2-E1<0,該反應為放熱反應; 圖:H=E3-E1<0,該反應為放熱反應。 例已知:C(s)+O2(g) CO2(g)H1,CO2(g)+C(s) 2CO(g)H2, 2CO(g)+O2(g) 2CO2(g)H3,4Fe(s)+3O2(g) 2Fe2O3(s)H4, 3CO(g)+Fe2O3(s) 3CO2(g)+2Fe(s)H5。下列關于上述反應焓變的判斷正確的是(),A.2H1H3 B.H3=H4+H5 C.H1=H2+H3D.H20,D項錯誤。 答案C,解題導引,