高中化学选修4知识点分类总结78896Word格式文档下载.docx

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kJ/mol，即：

恒压下：

焓变=反应热，都可用ΔH表示，单位都是kJ/mol。

3.产生原因：

化学键断裂——吸热化学键形成——放热

放出热量的化学反应。

（放热>

吸热）△H为“-”或△H<

0，表示的时候“-”，“kJ/mol”不能省略

吸收热量的化学反应。

（吸热>

放热）△H为“+”或△H>

0，表示的时候“+”，“kJ/mol”不能省略

放热反应和吸热反应判断方法

①能量图像

左图反应物总能量大于产物总能量，为放热反应；

右图为反应物总能量低于产物总能量，为吸热反应

注意：

a.图中可以得知物质的能量越高越不稳定；

b.一定是所有物质的能量之和，而不是某一个物质的能量高于产物或者低于产物的能量

②通过键能的计算△H

也可以利用计算△H来判断是吸热还是放热。

△H=生成物所具有的总能量-反应物所具有的总能量=反应物的总键能-生成物的总键能

（不建议大家死记硬背公式，应当理解反应物断键吸收的能量和产物成键时所放出的能量相对大小，如果断键吸收能量大于成键释放能量则为吸热反应，如果成键释放的能量大于断键吸收的能量则为放热反应）

根据键能计算反应热的关键是正确找出反应物和生成物所含共价键的数目，注意晶体结构中化学键的情况。

常见物质中的化学键数目

要求掌握氢气和氯气燃烧键能变化

物质

H—H

Cl—Cl

H—Cl

键能

436kJ/mol

243kJ/mol

432kJ/mol

表中的数值表示断开或者形成1mol化学键时所吸收或者释放的能量。

根据方程式：

H2+Cl2=2HCl

△E吸=436+243=679kJ

△E放=2×

432=864kJ

△E放-△E吸=864kJ-679kJ=185kJ

说明是放热反应，则该反应的△H=-185kJ/mol

③对常见的反应进行记忆

☆常见的放热反应：

①所有的燃烧反应②所有的酸碱中和反应③大多数的化合反应④自发氧化还原反应，如金属与水或酸的反应，食物腐败等；

⑤生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等

☆常见的吸热反应：

①晶体Ba（OH）2·

8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应③条件一般是持续加热或高温的反应，如C和CO2、C和H2O（g）的反应，以H2，CO，C为还原剂的热还原法对金属的冶炼。

温馨警示　　

（1）物质的物理变化过程中，也会有能量的变化，但不属于吸热反应或放热反应，在进行反应热的有关计算时，必须要考虑到物理变化时的热效应，如物质的三态变化。

同种物质不同状态时所具有的能量：

气态>

液态>

固态

（2）物质溶解一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。

（3）化学反应是放热还是吸热与反应发生的条件没有必然联系。

如吸热反应NH4Cl与Ba（OH）2在常温常压下即可进行，而很多放热反应需要在加热的条件下才能进行。

（4）能量与键能的关系：

物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。

（5）常温是指25，101.标况是指0,101.

（6）比较△H时必须连同符号一起比较。

正确理解反应过程、能量图象

E1：

旧键断裂吸收的能量或称为活化能。

E2：

新键形成放出的能量或称为逆反应的活化能。

ΔH＝E1－E2，为此反应的焓变。

催化剂的作用：

降低E1、E2，但不影响ΔH，反应放热还是吸热取决于起点（反应物）和终点（生成物）能量的高低。

利用状态，迅速比较反应热的大小

若反应为放热反应

1．当反应物状态相同，生成物状态不同时，生成固体放热最多，生成气体放热最少。

2．当反应物状态不同，生成物状态相同时，固体反应放热最少，气体反应放热最多。

3．在比较反应热（ΔH）的大小时，应带符号比较。

对于放热反应，放出的热量越多，ΔH反而越小。

二、热化学方程式

1．概念

表示参加化学反应的物质的物质的量和反应热的关系的化学方程式。

例如：

在200℃、101kPa时，H2与碘蒸气作用生成2molHI气体时，放出14.9kJ热量，其热化学方程式为H2（g）＋I2（g）2HI（g）　ΔH＝－14.9kJ·

mol－1。

2．意义：

表明了化学反应中的物质变化和能量变化。

如：

2H2（g）＋O2（g）===2H2O（l）ΔH＝－571.6kJ·

mol－1

表示：

2mol氢气和1mol氧气反应生成2mol液态水时放出571.6kJ的热量。

3.书写化学方程式注意要点:

①热化学方程式必须标出能量变化，即反应热△H，△H对应的正负号都不能省。

②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（s,l,g分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）

③热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。

④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整数，也可以是分数

⑤各物质系数加倍，△H加倍，即：

△H和计量数成比例；

反应逆向进行，△H改变符号，数值不变。

易错警示　　

（1）对于同素异形体，除注明聚集状态外，还要注明名称。

因为同素异形体虽然构成元素相同，但属于不同物质，其本身具有的能量不同，所以反应中的ΔH也不同。

（2）物质本身具有的能量与物质的聚集状态有关。

聚集状态不同，反应热ΔH的数值以及符号都可能不同。

等量的同一物质，气态时能量最大，其次为液态，最小的为固态。

（3）不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的反应热ΔH表示反应进行到底（完全转化）时的能量变化。

2SO2（g）＋O2（g）2SO3（g）　ΔH＝－197kJ·

mol－1是指2molSO2（g）和1molO2（g）完全转化为2molSO3（g）时放出的能量。

实际上投入2molSO2（g）和1molO2（g）不可能转化为2molSO3（g），因此放的热也没有197kJ多。

判断热化学方程式正误的“五审”

三、燃烧热

（1）概念：

在101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。

单位一般用kJ·

mol－1（或kJ/mol）表示。

①压强——101kPa。

②量——可燃物的物质的量为1mol。

③完全燃烧。

④产物——元素完全燃烧时对应的稳定氧化物：

C→CO2（g），H→H2O（l），S→SO2（g）等。

（2）意义：

例如，C的燃烧热是393.5kJ·

mol－1，表示在25℃，101kPa条件下1molC完全燃烧放出393.5kJ的热量。

（3）燃烧热热化学方程式的书写原则

燃烧热是以1mol物质完全燃烧所放出的热量来定义的，因此在书写它的热化学方程式时，应以燃烧1mol物质为标准来配平其余物质的化学计量数。

C8H18（l）＋O2（g）===8CO2（g）＋9H2O（l）　ΔH＝－5518kJ·

mol－1，即C8H18的燃烧热为5518kJ·

（4）燃烧热的计算：

Q放＝n（可燃物）×

|ΔH|

式中：

Q放为可燃物燃烧反应放出的热量；

n为可燃物的物质的量；

ΔH为可燃物的燃烧热。

四、中和热

在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1_mol_H2O时的反应热叫做中和热。

①强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：

用离子方程式可表示为H＋（aq）＋OH－（aq）===H2O（l）　ΔH＝－57.3kJ·

弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。

中和反应写出的离子方程式中只能是H+（aq）+OH-（aq）=H2O（l），而不能有弱酸、弱碱、沉淀、气体等物质出现，否则所得的热中就有别的能量。

中和热是一个定值，与取用的酸或碱的物质的量无关。

②溶液的浓度——稀溶液。

如果是浓酸或者浓碱则会有溶解热产生

③量——产物的物质的量为1molH2O。

（2）中和热热化学方程式的书写原则

中和热是以稀的强酸和强碱溶液反应生成1mol水时所放出的热量来定义的，因此在书写热化学方程式时，应以生成1molH2O为标准来配平其余物质的化学计量数，如硫酸与氢氧化钠溶液反应，用热化学方程式可表示为H2SO4（aq）＋NaOH（aq）===Na2SO4（aq）＋H2O（l）　ΔH＝－57.3kJ·

（3）中和热的测定实验：

①一般用强酸和强碱做实验，且碱要过量（如果酸和碱的物质的量相同，中和热会偏小），一般中和热为57.3kJ/mol。

②若用弱酸或弱碱做实验，放出的热量会偏小，中和热会偏小。

③若用浓溶液做实验，放出的热量会偏大，中和热会偏大。

④在试验中，增大酸和碱的用量，放出的热量会增多但中和热保持不变。

⑤本实验的关键是操作要快，保温效果要好。

碎泡沫塑料及泡沫塑料板的作用是保温隔热，防止热量散失。

不能用铜棒代替玻璃棒，以减小热损失。

（4）测定原理

ΔH＝－

（其中：

c＝4.18J·

g－1·

℃－1＝4.18×

10－3kJ·

℃－1；

n为生成H2O的物质的量）

易错警示　　

（1）反应热、燃烧热、中和热均有单位，单位均为kJ·

（2）中和热是一定值，即ΔH＝－57.3kJ·

mol－1，燃烧热、中和热的数值与参加反应的量的多少无关，但在分析时要注意反应物及生成物的状态及类别（强酸、强碱、弱酸、弱碱）。

正确理解中和热，注意操作与计算细节

（1）中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离时的热效应。

（2）酸碱溶液应当用稀溶液（0.1～0.5mol·

L－1）。

若溶液浓度过大，溶液中阴、阳离子间的相互牵制作用越大，电离程度达不到100%，这样使酸碱中和时产生的热量会消耗一部分补偿电离时所需的热量，造成较大误差。

（3）使用两只量筒分别量取酸和碱。

（4）使用同一支温度计分别先后测量酸、碱及混合液的最高温度，测完一种溶液后，必须用水冲洗干净并用滤纸擦干。

（5）取多次实验t1、t2的平均值代入公式计算，而不是结果的平均值，如果某次实验温度和其他组相差较大要舍弃。

计算时应注意单位的统一。

五、盖斯定律

1．内容：

化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。

利用盖斯定律书写热化学方程式

六、能源

1．概念：

能提供能量的自然资源。

2．发展阶段：

柴草时期→化石能源时期→多能源结构时期。

3．能源的分类

4．能源问题

（1）我国目前使用的主要能源是化石燃料，它们的蕴藏量有限，而且不能再生，最终将会枯竭。

（2）化石燃料的大量使用带来严重的环境污染问题。

5．解决能源问题的措施

（1）提高能源的使用效率

①改善开采、运输、加工等各个环节。

②科学控制燃烧反应，使燃料充分燃烧。

一是保证燃烧时有适当过量的空气，如鼓入空气、增大O2浓度等。

二是保证燃料与空气有足够大的接触面积，如将固体粉碎成粉末，使液体喷成雾状等。

（2）开发新的能源

开