专题十三化学反应与能量的变化.docx
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专题十三化学反应与能量的变化
命制：
王哲
校对：
审核：
专题十三
化学反应与能量的变化
任何业绩的质变都来自于量变的积累
【学习目标】
1、了解化学能与热能的相互转化
2、掌握燃烧热、中和热等相关概念及测定实验
3、学会书写热化学方程式
4．重点掌握反应热的计算及盖斯定律的应用
【学习内容】
考点一 化学反应的焓变与反应热
1．化学反应的实质与特征
（1）实质：
反应物中旧化学键的断裂和生成物中新化学键的生成。
（2）特征：
既有物质变化，又有能量变化。
（3）能量转化形式通常有热能、光能和电能等，但主要表现为热量的变化。
2．焓变、反应热
（1）焓（H）
用于描述物质所具有能量的物理量。
（2）焓变（ΔH）
ΔH＝H（生成物）—H（反应物）。
单位J·mol－1或kJ·mol－1。
（3）反应热
指当化学反应在一定温度下进行时，反应所放出或吸收的热量，通常用符号Q表示，单位J·mol－1或kJ·mol－1。
（4）焓变与反应热的关系
对于等压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能，则如下关系：
ΔH＝Qp。
3．吸热反应和放热反应
（1）从反应物和生成物的总能量相对大小的角度分析，如图所示。
（2）从反应热的量化参数——键能的角度分析
（3）常见放热反应
①可燃物的燃烧；②酸碱中和反应；③大多数化合反应；④金属与酸的置换反应；⑤物质的缓慢氧化。
（4）常见吸热反应
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；④碳与水蒸气、C与CO2的反应。
特别提示：
（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、CaO固体溶于水放热；NH4NO3溶于水吸热。
（3）一个化学反应能量的变化决定于反应物、生成物所具有的能量或者说决定于反应物、生成物的总键能，而能量或总键能与反应条件无关（反应条件可以改变活化能，如加正催化剂就是降低活化能）。
所以说ΔH与反应条件无关。
（4）物质的能量越低物质越稳定。
（5）催化剂可以降低反应物的活化能，但不影响反应焓变ΔH。
（6）对一个反应，逆反应过程的焓变与正反应过程的焓变数值相等，符号相反。
考点二 燃烧热和中和热
1．燃烧热
（1）概念：
在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，叫做该物质的燃烧热。
单位一般用kJ·mol－1表示。
（2）表示的意义：
例如C的燃烧热为393.5kJ·mol－1，表示在101kPa时，1molC完全燃烧生成CO2气体时放出393.5kJ的热量。
（3）热化学方程式：
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。
例如：
C8H18（l）＋
O2（g）===8CO2（g）＋9H2O（l） ΔH＝－5518kJ·mol－1，即C8H18的燃烧热为5518kJ·mol－1。
（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。
2．中和热
（1）概念：
在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成1__mol液态H2O时的反应热叫中和热，单位一般用kJ·mol－1表示。
（2）热化学方程式：
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：
①用离子方程式可表示为：
OH－（aq）＋H＋（aq）===H2O（l） ΔH＝－57.3kJ·mol－1。
②用化学方程式可表示为：
H2SO4（aq）＋NaOH（aq）===
Na2SO4（aq）＋H2O（l） ΔH＝－57.3kJ·mol－1
特别提示：
（1）燃烧热是1mol可燃物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量；如C生成的为CO2，而不是CO，H2生成的应为H2O（l）而不是H2O（g）。
（2）中和热是强酸强碱的稀溶液生成1molH2O放出的热量，为57.3kJ·mol－1，弱酸弱碱电离时吸热，放出的热量小于57.3kJ·mol－1，浓硫酸稀释时放热，放出的热量大于57.3kJ·mol－1。
（3）对于中和热、燃烧热，由于确定它们是放热反应，所以描述中不带“－”，但其焓变还为负值。
【实验】中和热的测定
【实验目的】
测定强酸与强碱反应的中和热，体验化学反应的热效应。
【实验原理】
ΔH＝
（其中：
c＝4.18J·g－1·℃－1＝4.18×10－3kJ·g－1·℃－1；n为生成H2O的物质的量。
）
【实验用品】
仪器：
大烧杯（500mL）、小烧杯（100mL）、温度计、量筒（50mL）两个、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；
试剂：
0.50mol·L－1盐酸、0.55mol·L－1NaOH溶液
（为了保证0.50mol·L－1的盐酸完全被NaOH中和，采用0.55mol·L－1NaOH溶液，使碱稍稍过量）
【实验步骤】
（1）在大烧杯底部垫些泡沫塑料（或纸条），使放入的小烧杯杯口与大烧杯杯口相平。
然后再在大、小烧杯之间填满碎泡沫塑料（或纸条），大烧杯上用泡沫塑料板（或硬纸板）作盖板，在板中间开两个小孔，正好使温度计和环形玻璃搅拌棒通过，以达到保温、隔热、减少实验过程中热量损失的目的，如下图所示。
（2）用一个量筒量取50mL0.50mol·L－1盐酸，倒入小烧杯中，并用温度计测量盐酸的温度，记入下表。
然后把温度计上的酸用水冲洗干净。
（3）用另一个量筒量取50mL0.55mol·L－1NaOH溶液，并用温度计测量NaOH溶液的温度，记入下表。
（4）把套有盖板的温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯的盐酸中，并把量筒中的NaOH溶液迅速一次倒入小烧杯（注意不要洒到外面），盖好盖板。
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，记为终止温度t2，记入下表。
（5）重复实验
（2）～（4）三次。
温度
实验
次数
起始温度t1/℃
终止温度t2/℃
温度差
（t2－t1）/℃
盐酸
NaOH溶液
平均值
1
2
3
【实验数据处理】
（1）取三次测量所得数据的平均值作为计算依据。
t1/℃
t2/℃
（t2－t1）/℃
（2）计算反应热
为了计算简便，我们近似地认为实验所用酸、碱溶液的密度和比热容与水相同，并忽略实验装置的比热容，则：
①50mL0.50mol·L－1的盐酸的质量m1＝50g，50mL0.55mol·L－1NaOH溶液的质量m2＝50g。
②中和后生成的溶液的比热容c=4.18J·g－1·℃－1。
50mL0.50mol·L－1的盐酸与50mL0.55mol·L－1NaOH溶液发生中和反应时放出的热量为：
（m1＋m2）·c·（t2－t1）＝0.418（t2－t1）kJ
生成1molH2O时的反应热为：
ΔH＝－
kJ·mol－1
热化学方程式的书写及反应热的简单计算
书写注意事项：
①注意标明物质的聚集状态：
反应物和生成物的聚集状态不同，焓变的数值和符号可能不同，因此必须在方程式中每种物质的化学式后面用括号注明物质的聚集状态（s/l/g），不用标“↑”或“↓”以及“点燃”“加热”等，水溶液则用“aq”表示。
②注意注明必要的反应条件：
焓变与温度和压强等测定条件有关，所以书写时必须在ΔH后指明反应的温度和压强（298K、101kPa时，可不注明）。
③注意明确系数的含义：
热化学方程式中的系数只表示该物质的物质的量，不表示分子个数或原子个数，因此系数也可以是分数。
④注意ΔH的单位及符号：
ΔH的单位是J·mol－1或kJ·mol－1，ΔH只能写在化学方程式的右边，表示正向反应的焓变。
ΔH＜0表示为放热反应；ΔH＞0，则表示为吸热反应。
⑤注意同一反应中系数与ΔH数值的对应关系：
ΔH是一个化学反应完全进行时的反应热，与反应是否可逆无关。
方程式中化学式前面的化学计量数必须与ΔH相对应，即化学计量数与ΔH成正比；若反应逆向进行，则ΔH改变符号，但绝对值不变。
特别提示：
（1）可逆反应中的反应热数值是按生成物的量反应完成时放出或吸收的能量，而不是按反应物的量反应时的能量变化。
如3H2（g）＋N2（g）
2NH3（g） ΔH＝－92.4kJ·mol－1是指生成2molNH3时放出92.4kJ的热量，因反应不能进行完全，3molH2（g）和1molN2（g）混合反应实际放出的热量小于92.4kJ。
（2）反应逆向进行时，其反应热数值不变，符号相反。
（3）“五看”法判断热化学方程式的正误：
①看方程式是否配平；
②看各物质的聚集状态是否正确；
③看ΔH的“＋”“－”符号是否正确；
④看反应热的单位是否为kJ·mol－1；
⑤看反应热的数值与化学计量数是否对应。
考点二 盖斯定律、反应热的比较与计算
1．盖斯定律
（1）内容
对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变都是一样。
即：
化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
（2）意义
间接计算某些反应的反应热。
（3）应用
2.ΔH的比较
比较ΔH的大小时需考虑正负号，对放热反应，放热越多，ΔH越小；对吸热反应，吸热越多，ΔH越大。
3．反应热的计算
（1）主要依据
热化学方程式、键能、盖斯定律及燃烧热、中和热等。
（2）主要方法
①根据热化学方程式计算
反应热与反应物和生成物各物质的物质的量成正比。
②根据反应物和生成物的总能量计算
熟记反应热ΔH的基本计算公式
ΔH＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量）
ΔH＝E（反应物的总键能）－E（生成物的总键能）
规避两个易失分点
a．旧化学键的断裂和新化学键的形成是同时进行的，缺少任一个过程都不是化学变化。
b．计算物质中共价键的个数时要结合物质的结构，如1mol晶体硅中含2molSi—Si键；1molSiO2中含4molSi—O键。
④根据盖斯定律计算
即如果一个反应可以分步进行，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。
方法规律——叠加法求反应热
利用叠加法书写热化学方程式或计算反应热的一般步骤：
首先观察已知的热化学方程式与目标热化学方程式的差异：
①若目标热化学方程式中的某种反应物在某个已知热化学方程式中作生成物（或目标方程式中的某种生成物在某个已知热化学方程式中作反应物），可把该热化学方程式的反应物和生成物颠倒，相应的ΔH改变符号；②将每个已知热化学方程式两边同乘以某个合适的数，使已知热化学方程式中某种反应物或生成物的化学计量数与目标热化学方程式中的该反应物或生成物的化学计量数一致。
热化学方程式中的ΔH也进行相应的换算；③将已知热化学方程式进行叠加，相应的热化学方程式中的ΔH也进行叠加。
应用盖斯定律常用以下两种方法。
a．热化学方程式相加或相减，如由
C（s）＋O2（g）===CO2（g） ΔH1；
C（s）＋
O2（g）===CO（g） ΔH2；
可得2CO（g）＋O2（g）===2CO2（g） ΔH＝2（ΔH1－ΔH2）
b．合理设计反应途径，如
，则ΔH＝ΔH1＋ΔH2。
⑤根据物质燃烧热数值计算
Q（放）＝n（可燃物）×|ΔH|
⑥根据比热公式进行计算
Q＝c·m·ΔT
比较两个反应的反应热的常见类型：
（1）同一反应，生成物状态不同时
A（g）＋B（g）===C（g） ΔH1＜0A（g）＋B（g）===C（l） ΔH2＜0
因为C（g）===C（l） ΔH3＜0，则ΔH3＝ΔH2－ΔH1＜0，即ΔH2＜ΔH1。
（2）同一反应，反应物状态不同时
S（g）＋O2（g）===SO2（g） ΔH1＜0S（s）＋O2（g）===SO2（g） ΔH2＜0
ΔH2＋ΔH3＝ΔH1ΔH3＝ΔH1－ΔH2，又因为ΔH3＜0所以ΔH1＜ΔH2
（3）两个有联系的不同反应相比
C（s）＋O2（g）===CO2（g） ΔH1＜0C（s）＋
O2（g）===CO（g） ΔH2＜0
根据常识可知CO（g）＋
O2（g）===CO2（g） ΔH3＜0又因为ΔH2＋ΔH3＝ΔH1，所以ΔH2＞ΔH1。
【总结】比较反应热大小的四个注意要点
1．反应物和生成物的状态
物质的气、液、固三态的变化与反应热量的关系
2．ΔH的符号：
比较反应热的大小时，不要只比较ΔH数值的大小，还要考虑其符号。
3．参加反应物质的量：
当反应物和生成物的状态相同时，参加反应物质的量越多，放热反应的ΔH越小，吸热反应的ΔH越大。
4．反应的程度：
参加反应物质的量和状态相同时，反应的程度越大，热量变化越大。
【典型习题精选】
2.（2012·江苏）某反应的反应过程中能量变化如图所示（图中E1表示正反应的活化能，E2表示逆反应的活化能）。
下列有关叙述正确的是（ ）。
A．该反应为放热反应
B．催化剂能改变该反应的焓变
C．催化剂能降低该反应的活化能
D．逆反应的活化能大于正反应的活化能
解析 图中生成物总能量高于反应物总能量，反应为吸热反应，A错；使用催化剂可降低活化能而影响反应速率，但不会影响焓变，B错，C正确；图中E1为正反应活化能，E2为逆反应活化能，E1＞E2，D错误。
答案 C
3.（2009·四川）25℃，101kPa时，强酸与强碱的稀溶液发生中和反应的中和热为57.3kJ·mol－1，辛烷的燃烧热为5518kJ·mol－1。
下列热化学方程式书写正确的是（ ）。
A．2H＋（aq）＋SO42－（aq）＋Ba2＋（aq）＋2OH－（aq）===BaSO4（s）＋2H2O（l） ΔH＝
－57.3kJ·mol－1
B．KOH（aq）＋
H2SO4（aq）===
K2SO4（aq）＋H2O（l） ΔH＝－57.3kJ·mol－1
C．C8H18（l）＋
O2（g）===8CO2（g）＋9H2O（g）
ΔH＝－5518kJ·mol－1
D．2C8H18（g）＋25O2（g）===16CO2（g）＋18H2O（l）
ΔH＝－5518kJ·mol－1
思维启迪
解析 A项，所列热化学方程式中有两个错误，一是中和热是指反应生成1molH2O（l）时的反应热，二是当有BaSO4沉淀生成时，反应的热效应会有所变化，生成1molH2O（l）时产生的热量不再是57.3kJ，A项错误；B项正确；C项，燃烧热是指1mol可燃物完全燃烧生成稳定的氧化物时所产生的热量，这时产物中的水应为液态水，C项错误；D项，当2mol液态辛烷完全燃烧时，产生的热量为11036kJ，D项错误。
答案 B
4.（2013·成都中学模拟）某实验小组用0.50mol·L－1NaOH溶液和0.50mol·L－1硫酸进行中和热的测定。
Ⅰ.配制0.50mol·L－1NaOH溶液
（1）若实验中大约要使用245mLNaOH溶液，至少需要称量NaOH固体________g。
（2）从图1中选择称量NaOH固体所需要的仪器是（填字母）________。
图1
Ⅱ.测定稀硫酸和稀氢氧化钠溶液中和热的实验装置如图2所示。
图2
（1）写出该反应的热化学方程式（中和热为57.3kJ·mol－1）：
________________________。
（2）取50mLNaOH溶液和30mL硫酸进行实验，实验数据如下表。
①请填写下表中的空白：
温度
实验
次数
起始温度t1/℃
终止温
度t2/℃
温度差平
均值（t2－
t1）/℃
H2SO4
NaOH
平均值
1
26.2
26.0
26.1
30.1
2
27.0
27.4
27.2
33.3
3
25.9
25.9
25.9
29.8
4
26.4
26.2
26.3
30.4
②用上述实验数值计算结果为________kJ·mol－1，与57.3kJ·mol－1有偏差，产生偏差的原因可能是（填字母）________。
a．实验装置保温、隔热效果差
b．量取NaOH溶液的体积时仰视读数
c．分多次把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小烧杯中
d．用温度计测定NaOH溶液起始温度后直接测定H2SO4溶液的温度
（3）现将一定量的稀氢氧化钠溶液、稀氢氧化钙溶液、稀氨水分别和1L1mol·L－1的稀盐酸恰好完全反应，其反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3，则ΔH1、ΔH2、ΔH3的大小关系为________________。
（4）________（填“能”或“不能”）用Ba（OH）2溶液和硫酸代替氢氧化钠溶液和盐酸，理由是_________________________________________________。
解析 Ⅰ.
（1）配制245mL0.50mol·L－1NaOH溶液，应选择250mL容量瓶，所以需NaOH的质量m（NaOH）＝0.50mol·L－1×0.250L×40g·mol－1＝5.0g；
（2）NaOH固体易潮解，所以一定要放在烧杯中称量。
Ⅱ.
（2）①每次实验温度差＝t2－起始温度t1的平均值，第2组偏差太大，舍弃，则最终温度差平均值为第1、3、4组三组实验的温度差之和除以3；②因为53.5kJ·mol－1<57.3kJ·mol－1，说明实验过程中有热量散失，故a、c正确；d的做法会使测得的H2SO4的初始温度偏高，最终温度差平均值（t2－t1）变小，实验结果偏低，故d正确。
答案 Ⅰ.
（1）5.0
（2）abe
Ⅱ.
（1）
H2SO4（aq）＋NaOH（aq）===
Na2SO4（aq）＋H2O（l） ΔH＝－57.3kJ·mol－1
（2）①4.0 ②53.5acd
（3）ΔH1＝ΔH2<ΔH3
（4）不能 H2SO4与Ba（OH）2反应生成BaSO4沉淀的生成热会影响反应的反应热
【反思归纳】
（1）碎泡沫塑料（或纸条）及泡沫塑料板的作用是保温、隔热，减少实验过程中热量的损失。
（2）为保证酸、碱完全中和，常采用碱稍稍过量。
（3）实验时用环形玻璃搅拌棒搅拌溶液的方法是上下搅动，不能用铜丝搅拌棒代替环形玻璃搅拌棒的理由是铜传热快，热量损失大。
5.断开1molAB（g）分子中的化学键使其分别生成气态A原子和气态B原子所吸收的能量称为A—B键的键能。
下表列出了一些化学键的键能E：
化学键
H—H
Cl—Cl
O===O
C—Cl
C—H
O—H
H—Cl
E/（kJ·mol－1）
436
247
x
330
413
463
431
请回答下列问题：
（1）如图表示某反应的能量变化关系，则此反应为________（填“吸热”或“放热”）反应，其中ΔH＝____________（用含有a、b的关系式表示）。
（2）若图示中表示反应H2（g）＋
O2（g）===H2O（g） ΔH＝－241.8kJ·mol－1，则b＝________kJ·mol－1，x＝________。
（3）历史上曾用“地康法”制氯气，这一方法是用CuCl2作催化剂，在450℃利用空气中的氧气跟氯化氢反应制氯气。
反应的化学方程式为________________________。
若忽略温度和压强对反应热的影响，根据上题中的有关数据，计算当反应中有1mol电子转移时，反应的能量变化为________。
解析
（1）反应物的能量高于生成物，因此是放热反应。
反应热为反应物与生成物的能量之差，即ΔH＝（a－b）kJ·mol－1。
（2）b表示H、O原子结合为气态水时的能量变化，其数值为463×2＝926；436＋
x－926＝－241.8，则x＝496.4。
（3）根据题意易写出方程式。
反应的ΔH＝（496.4＋431×4－247×2－463×4）kJ·mol－1＝－125.6kJ·mol－1，则转移1mol电子时反应放出的能量为31.4kJ。
答案
（1）放热 （a－b）kJ·mol－1
（2）926 496.4 （3）O2＋4HCl
2Cl2＋2H2O 放出能量31.4kJ
6.[2012·北京]用Cl2生产某些含氯有机物时会产生副产物HCl，利用反应A，可以实现氯的循环利用。
反应A：
4HCl＋O2
2Cl2＋2H2O
已知ⅰ.反应A中，4molHCl被氧化，放出115.6kJ的热量。
ⅱ.
（1）H2O的电子式是_____________________________________________。
（2）反应A的热化学方程式是_________________________________________。
（3）断开1molH—O键与断开1molH—Cl键所需能量相差约为________kJ，H2O中H—O键比HCl中H—Cl键（填“强”或“弱”）________。
解析
（1）H2O为共价化合物，其电子式为H··O,\s\up6（··）,\s\do4（··））··H。
（2）根据4molHCl被氧化放出115.6kJ的热量，又结合反应条件为400℃，故其热化学方程式为4HCl（g）＋O2（g）
2Cl2（g）＋2H2O（g） ΔH＝－115.6kJ·mol－1。
（3）根据
（2）的热化学反应方程式和O2、Cl2的键能可知，断裂4molH—Cl键与1molO===O键需吸收的能量比生成2molCl—Cl键和4molH—O键放出的能量少115.6kJ，故4molH—O键的键能比4molH—Cl键的键能大：
115.6kJ＋498kJ－2×243kJ＝127.6kJ，故断开1molH—O键与断开1molH—Cl键所需能量相差约为127.6kJ÷4≈32kJ；根据H—O键键能大于H—Cl键键能可知，H—O键比H—Cl键强。
答案
（1）
（2）4HCl（g）＋O2（g）
2Cl2（g）＋2H2O（g） ΔH＝－115.6kJ·mol－1
（3）32 强
7.[2011·四川]已知1gFeS2完全燃烧放出7.1kJ热量，FeS2燃烧反应的热化学方程式为________________________。
4FeS2（s）＋11O2（g）===8SO2（g）＋2Fe2O3（s） ΔH＝－3408kJ·mol－1
9.已知H2SO4（aq）与Ba（OH）2（aq）反应的ΔH＝－1584.2kJ·mol－1；HCl（aq）与NaOH（aq）反应的ΔH＝－55.6kJ·mol－1。
则生成BaSO4（s）的反应热等于________。
答案 －1473kJ·mol－1
10.（2012·重庆）肼（H2N—NH2）是一种高能燃料，有关化学反应的能量变化如图所示。
已知断裂1mol化学键所需的能量（kJ）：
N≡N为942、O＝O为500、N—N为154，则断裂1mol
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