高三化学一轮复习 第6章 化学反应与能量教案文档格式.docx

高三化学一轮复习 第6章 化学反应与能量教案文档格式.docx

《高三化学一轮复习 第6章 化学反应与能量教案文档格式.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高三化学一轮复习 第6章 化学反应与能量教案文档格式.docx（23页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。

△H=生成物分子形成时释放的总能量—反应物分子断裂时所需要吸收的总能量

=862kJ·

mol--436kJ·

mol-1-243kJ·

mol—1

=183kJ·

mol-1

由于反应后放出的能量使反应本身的能量降低，故规定△H=反应物的键能总和—生成物的键能总和

（2）反应焓变与反应条件的关系

焓是科学家们为了便于计算反应热而定义的一个物理量，它的数值与物质具有的能量有关。

对于一定量的纯净物质，在一定的状态（如温度、压强）下，焓有确定的数值。

在同样的条件下，不同的物质具有的能量也不同，焓的数值也就不同；

同一物质所处的环境条件（温度、压强）不同，以及物质的聚集状态不同，焓的数值也不同。

焓的数值的大小与物质的量有关，在相同的条件下，当物质的物质的量增加一倍时，焓的数值也增加一倍。

因此，当一个化学放映在不同的条件下进行，尤其是物质的聚集状态不同时，反应焓变是不同的。

2．放热反应和吸热反应比较

类型比较　

放热反应

吸热反应

定义

放出热量的化学反应

吸收热量的化学反应

形成原因

反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量

反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量

与化学键的关系

生成物分子成键时释放的总能量大于反应物分子断键时吸收的总能量

生成物分子成键时释放的总能量小于反应物分子断键时吸收的总能量

表示方法

ΔH＜0

ΔH＞0

联系

ΔH＝ΔH（生成物）－ΔH（反应物），键能越大，物质能量越低，越稳定；

键能越小，物质能量越高，越不稳定

图示

常见反应类型

①所有的燃烧反应

②大多数化合反应

③酸碱中和反应

④金属与酸或水的反应

①大多数分解反应

②盐的水解和弱电解质的电离

③Ba（OH）2·

8H2O与NH4Cl反应

④C和H2O或CO2的反应

①化学反应表现为吸热或放热与反应开始是否需要加热无关，需要加热的反应不一定是吸热反应（如C＋O2=CO2），不需要加热的反应也不一定是放热反应。

②浓硫酸、NaOH固体溶于水放热；

NH4NO3溶于水吸热。

因不是化学反应，其放出或吸收的热量不是反应热。

③通过反应放热或吸热，可比较反应物和生成物的相对稳定性。

【例1】

3．化学反应中的能量变化示意图对于该“示意图”可理解为下列形式：

由能量守恒可得：

反应物的总能量：

生成物的总能量+热量（放热反应）

反应物的总能量：

生成物的总能量-热量（吸热反应）

4．燃料充分燃烧的两个条件

（1）要有足够的空气

（2）燃料与空气要有足够大的接触面。

5．燃烧热与中和热

1）燃烧热

（1）概念：

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

燃烧热的单位一般用kJ／mol表示。

注意：

完全燃烧，是指物质中下列元素完全转变成对应的物质：

C→CO2，H→H2O，S→SO2等。

（2）表示的意义：

例如C的燃烧热为393.5kJ／mol，表示在101kPa时，1molC完全燃烧放出393.5kJ的热量。

2）中和热

（1）概念：

在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O，这时的反应热叫中和热。

（2）中和热的表示：

H+（aq）+OH-（aq）=H2O

（1）；

△H=-57.3kJ／mol。

3）使用化石燃料的利弊及新能源的开发

再生能源

非再生能源

常规能源

新能源

一级能源

水能、生物能等

太阳能、风能、地热能、等

煤、石油、天然气等

核能等

二级能源

煤制品、石油制品、电能、氢能、沼气、火药等

（1）重要的化石燃料：

煤、石油、天然气

（2）煤作燃料的利弊问题

①煤是重要的化工原料，把煤作燃料简单烧掉太可惜，应该综合利用。

②煤直接燃烧时产生S02等有毒气体和烟尘，对环境造成严重污染。

③煤作为固体燃料，燃烧反应速率小，热利用效率低，且运输不方便。

④可以通过清洁煤技术，如煤的液化和气化，以及实行烟气净化脱硫等，大大减少燃煤对环境造成的污染，提高煤燃烧的热利用率。

（3）新能源的开发

①调整和优化能源结构，降低燃煤在能源结构中的比率，节约油气资源，加强科技投入，加快开发水电、核电和新能源等就显得尤为重要和迫切。

②最有希望的新能源是太阳能、燃料电池、风能和氢能等。

这些新能源的特点是资源丰富，且有些可以再生，为再生性能源，对环境没有污染或污染少。

●理解中和热时注意：

①稀溶液是指溶于大量水的离子。

②中和热不包括离子在水溶液中的生成热、电解质电离的吸热所伴随的热效应。

③中和反应的实质是H+和OH-化合生成H2O，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热也不在中和热内。

【例2】

二、反应热与热化学方程式：

1、反应热：

化学反应都伴有能量的变化，常以热能的形式表现出来，有的反应放热，有的反应吸热。

反应过程中放出或吸收的热叫做反应热。

反应热用符号△H表示，单位是kJ/mol或（kJ·

mol－1）。

放热反应的△H为“－”，吸热反应的△H为“＋”。

反应热（△H）的确定常常是通过实验测定的。

在进行反应热和△H的大小比较中，反应热只比较数值的大小，没有正负之分；

而比较△H大小时，则要区别正与负。

2H2（g）＋O2（g）=2H2O（g）；

△H1＝－akJ·

mol－1反应热：

akJ·

mol－1，△H=－akJ·

mol－1

2H2（g）＋O2（g）=2H2O（l）；

△H2＝－bkJ·

bkJ·

mol－1，△H：

－bkJ·

a与b比较和△H1与△H2的比较是不一样

2、影响反应热大小的因素

①反应热与测定条件（温度、压强等）有关。

不特别指明，即指25℃，1.01×

105Pa（101kPa）测定的。

中学里热化学方程式里看到的条件（如：

点燃）是反应发生的条件，不是测量条件。

②反应热的大小与物质的集聚状态有关。

③反应热的大小与物质的计量数有关。

在反应：

2H2（g）＋O2（g）＝2H2O（g）；

mol－1中，2molH2燃烧生成气态水放出的热量akJ，该反应的反应热是akJ·

mol－1，该反应的△H是－akJ·

mol－1。

注意这三个单位。

3、书写热化学方程式注意事项：

a.注明反应的温度和压强（若在101kPa和298K条件下进行，可不予注明），注明△H的“＋”与“－”，放热反应为“－”，吸热反应为“＋”。

b.△H写在方程式右边，并用“；

”隔开。

c.必须标明物质的聚集状态（气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，溶液用“aq”）。

若用同素异形体要注明名称。

d.各物质前的计量系数不表示分子数目只表示物质的量的关系。

△H与计量数成正比关系。

同样的反应，计量系数不同，△H也不同，例如：

△H＝－483.6kJ·

mol－1

H2（g）＋O2（g）＝H2O（g）；

△H＝－241.8kJ·

上述相同物质的反应，前者的△H是后者的两倍。

燃烧热和中和热：

在稀溶液里，酸跟碱发生中和反应而生成1mol液态H2O，这时的反应热叫做中和热。

燃烧热的热化学方程式强调燃烧物前的计量数为1，中和热强调热化学方程式中水前的计量数为1。

燃烧热要强调生成稳定的氧化物，如：

生成液态水。

如：

H2的燃烧热的热化学方程式：

H2（g）＋O2（g）＝H2O（l）；

△H＝－286kJ·

中和热的热化学方程式：

NaOH（aq）＋H2SO4（aq）＝Na2SO4（aq）＋H2O（l）；

△H＝－57.3kJ·

【例3】

4、燃烧热和中和热

燃烧热

中和热

不

同

点

能量变化

ΔH

ΔH<

0，单位：

kJ/mol

反应物的量

1mol（O2的数量不限）可燃物

可能是1mol，也可能是0.5mol

生成物的量

不限量

H2O是1mol

反应热的含义

25℃、101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量；

不同反应物，燃烧热不同

稀溶液中酸跟碱发生中和反应生成1molH2O时所释放的热量；

不同反应物的中和热大致相同，均约为57.3kJ/mol

【例4、5】

三、反应焓变的计算

（一）盖斯定律：

对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓（热量）变是一样的。

在使用盖斯定律时，伴随着两个或多个方程式的加减处理时，△H的计算一定要带上

【例6】

（二）化学反应热的计算

1．依据

（1）热化学方程式与数学上的方程式相似，可以移项同时改变正、负号；

各项的系数（包括ΔH的数值）可以同时扩大或缩小相同的倍数。

（2）根据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH相加或相减，得到一个新的热化学方程式。

（3）可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×

其燃烧热。

2．常见方法

（1）直接测量计算

利用仪器测出温度变化再进行计算，如中和热测定。

实验用品　大烧杯（500mL）、小烧杯（100mL）、温度计、两个量筒（50mL）、泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板（中心有两个小孔）、环形玻璃搅拌棒。

测量方法与步骤：

①测量原理：

ΔH×

n＝－（m酸＋m碱）·

c·

（t终－t始）

②操作步骤

a．量取50mL0.50mol/L的盐酸，倒入小烧杯中，测定其温度，记作tHCl，然后将温度计上的酸用水冲洗干净（洗液不倒入小烧杯）。

b．用另一个量筒最取50mL0.55mol/LNaOH溶液，测定其温度，记作tNaOH，然后将温度计上的碱用水冲洗干净。

c．先将温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯中，然后把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯中（注意不要洒到外面），用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液并准确读取混合溶液的最高温度，记作t终。

d．重复上述实验两次，取测量所得数据的平均值作为计算数据。

e．根据实验数据计算：

t始＝

（若实验过程中保证盐酸与NaOH溶液温度相同，则无需用该公式计算）

ΔH＝－=－KJ/mol

（2）间接计算——用盖斯定律

反应不论一步进行或分步进行，反应物和生成物的始态和终态一致，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。

3．注意事项

（1）