北京版2021高考化学一轮复习专题九化学反应中的能量变化课件 19页

考点一 化学反应中能量变化的有关概念及计算 考点清单 考点基础 1. 反应热 ( 焓变 ) (1) 定义 : 在化学反应过程中 , 当反应物和生成物具有相同温度时 , 所吸收或 放出的热量。 (2) 符号 :Δ H 。 (3) 常用单位 :kJ/mol 或 kJ·mol -1 。 (4) 测量 : 可用量热计测量。 (5)表示方法 吸热反应:Δ H >0;放热反应:Δ H <0。 (6)产生原因 化学反应过程中旧键断裂吸收的能量与新键形成放出的能量不相等, 故化 学反应均伴随着① 　能量     变化。 2. 燃烧热和中和反应反应热 (1) 燃烧热 : 101 kPa 时 ,1 mol 纯物质 完全燃烧生成② 　稳定的氧化物     时所 放出的热量。 (2) 中和反应反应热 : 在 稀溶液 中 , 酸和碱 发生中和反应生成③ 　 1 mol     水 时的反应热。 3.燃料的燃烧 (1)化石燃料主要包括煤、石油、天然气等。 (2)可燃物燃烧的条件是与O 2 接触,温度达到④ 　着火点     。 (3)充分燃烧的必要条件是O 2 要充足,可燃物与O 2 的接触面积要大。 (4)不充分燃烧则产热少,浪费资源,污染环境。 4.放热反应和吸热反应 重点突破 1.(1) 燃烧热是以1 mol物质完全燃烧所放出的热量来定义的,因此在书 写表示燃烧热的热化学方程式时,以燃烧1 mol物质为标准来确定其余物 质的化学计量数。 (2) 燃烧产物必须是稳定的氧化物,如C   CO 2 、H 2   H 2 O(l)等。 2.(1) 强酸和强碱的稀溶液发生反应,其中和反应反应热是相等的,都约是 57.3 kJ·mol -1 。 H + (aq)+OH - (aq)   H 2 O(l)    Δ H =-57.3 kJ·mol -1 (2) 强酸和弱碱或弱酸和强碱的稀溶液发生反应 , 中和反应反应热一般小于 57.3 kJ·mol -1 , 因为弱电解质的电离是吸热的。 (3) 中和反应的实质是 H + 和 OH - 结合生成 H 2 O 。若反应过程中有其他物质生 成 ( 如生成不溶性物质、难电离物质等 ), 这部分反应热不在中和反应反应 热之内。 考点二　热化学方程式的书写及正误判断 考点基础 1.概念 表示参加反应的物质的量和反应热的关系的化学方程式。 2.书写要求 (1)注明反应的温度和压强(25 ℃、101 kPa下进行的反应可不注明)。 (2)注明反应物和生成物的状态:固态(s)、液态(l)、气态(g)、水溶液(aq)。 (3)热化学方程式的化学计量数只表示物质的物质的量,而不代表分子或原 子个数,因此可以写成分数。 重点突破 1.书写热化学方程式应注意的问题 (1)热化学方程式中不用“↑”和“↓”,不用“   ”而用“   ”表 示。 (2)热化学方程式能反映出该反应已完成的数量。由于Δ H 与反应物的物质 的量有关,所以热化学方程式中物质的化学计量数必须与Δ H 相对应,如果 化学计量数加倍,则Δ H 也要加倍。当反应向逆反应方向进行时,其反应热 与正反应的反应热数值相等,符号相反。 (3) Δ H 单位中的“mol -1 ”并不是指每摩尔具体物质,而是指给定形式的具 体反应。 (4) 无论化学反应是否可逆,热化学方程式中的反应热Δ H 都表示反应进行 到底时的能量变化。 2.判断一个热化学方程式是否正确,主要从以下四个方面入手: (1)各物质的化学式是否正确,化学方程式是否符合客观事实; (2)各物质的聚集状态是否注明; (3)化学方程式是否配平; (4)Δ H 是否与化学方程式中各物质前的化学计量数相对应,其符号和数值 是否正确。 方法技巧 方法      反应热大小的比较及计算 1. 反应热大小的比较 (1) 直接比较法 依据规律、经验和常识直接判断不同反应的反应热的大小的方法称为直接比较法。 ①吸热反应的 Δ H 肯定比放热反应的 Δ H 大 ( 前者大于 0, 后者小于 0) 。 ②等量的可燃物完全燃烧所放出的热量肯定比不完全燃烧所放出的热量多。 ③产物相同时,A(g)燃烧放出的热量比等量的A(s)燃烧放出的热量多。 反应物相同时,生成B(l)放出的热量比生成等量的B(g)放出的热量多。 ④生成等量的水时,强酸和强碱的稀溶液反应比弱酸和强碱或弱碱和强酸 或弱酸和弱碱的稀溶液反应放出的热量多。 ⑤对于可逆反应 , 因反应不能进行完全 , 实际反应过程中放出或吸收的热量 要小于理论值。例如 :2SO 2 (g)+O 2 (g)   2SO 3 (g)    Δ H =-197 kJ/mol, 则向密 闭容器中通入 2 mol SO 2 和 1 mol O 2 , 反应达到平衡后 , 放出的热量要小于 197 kJ 。 (2)盖斯定律比较法 ①同一反应的生成物状态不同时 A(g)+B(g)   C(g)    Δ H 1 <0 A(g)+B(g)   C(l)    Δ H 2 <0 C(g)   C(l)    Δ H 3 <0 因为Δ H 3 =Δ H 2 -Δ H 1 <0 所以Δ H 2 <Δ H 1 。 也可以按以下思路分析:     C(g)   C(l)   C(l) 因为Δ H 1 +Δ H 3 =Δ H 2 ,Δ H 1 <0,Δ H 2 <0,Δ H 3 <0 所以Δ H 2 <Δ H 1 。 ②同一反应的反应物状态不同时 S(g)+O 2 (g)   SO 2 (g)    Δ H 1 <0 S(s)+O 2 (g)   SO 2 (g)    Δ H 2 <0 S(g)   S(s)    Δ H 3 <0   Δ H 2 +Δ H 3 =Δ H 1 ,Δ H 1 <0,Δ H 2 <0,Δ H 3 <0 所以Δ H 1 <Δ H 2 。 ③两个有联系的不同反应 C(s)+O 2 (g)   CO 2 (g)    Δ H 1 <0 C(s)+   O 2 (g)   CO(g)    Δ H 2 <0 C(s)   CO 2 (g) C(s)   CO(g)   CO 2 (g) 因为Δ H 2 +Δ H 3 =Δ H 1 ,Δ H 1 <0,Δ H 2 <0,Δ H 3 <0 所以Δ H 1 <Δ H 2 。 并且据此可写出下面的热化学方程式: CO(g)+   O 2 (g)   CO 2 (g)    Δ H 3 =Δ H 1 -Δ H 2 。 (1)应用盖斯定律计算反应热 某化学反应无论一步完成,还是分几步完成,反应的总热效应相同。即反应 热只与反应体系的始态和终态有关,而与反应途径无关。这就是盖斯定律。此定律的主要应用是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。 如右图所示,反应A→B可看成反应A→C和C→B的和,所以反应的焓变有 如下关系:Δ H =Δ H 1 +Δ H 2 。 (2)根据化学键键能计算 Δ H =反应物的键能总和-生成物的键能总和 2.反应热的计算 (3)根据反应物和生成物的能量计算 Δ H =生成物具有的总能量-反应物具有的总能量。   图Ⅰ:Δ H = E 2 - E 1 <0,该反应为放热反应; 图Ⅱ:Δ H = E 3 - E 1 <0,该反应为放热反应。 例    (2017江苏单科,8,2分)通过以下反应可获得新型能源二甲醚(CH 3 OCH 3 )。下列说法   的是   (　　) ①C(s)+H 2 O(g)   CO(g)+H 2 (g)    Δ H 1 = a kJ·mol -1 ②CO(g)+H 2 O(g)   CO 2 (g)+H 2 (g)    Δ H 2 = b kJ·mol -1 ③CO 2 (g)+3H 2 (g)   CH 3 OH(g)+H 2 O(g) Δ H 3 = c kJ·mol -1 ④2CH 3 OH(g)   CH 3 OCH 3 (g)+H 2 O(g)    Δ H 4 = d kJ·mol -1 A.反应①、②为反应③提供原料气 B.反应③也是CO 2 资源化利用的方法之一 C.反应CH 3 OH(g)     CH 3 OCH 3 (g)+   H 2 O(l)的Δ H =   kJ·mol -1 D.反应2CO(g)+4H 2 (g)   CH 3 OCH 3 (g)+H 2 O(g)的Δ H =(2 b +2 c + d )kJ·mol -1 故A正确;反应③产生了甲醇,是CO 2 资源化利用的一种方法,故B正确;根据 反应④知,CH 3 OH(g)     CH 3 OCH 3 (g)+   H 2 O(g)的Δ H =   kJ·mol -1 ,但选项 反应中水为液态,故Δ H 不等于   kJ·mol -1 ,故C错误;根据盖斯定律,② × 2+③ × 2+④可得2CO(g)+4H 2 (g)   CH 3 OCH 3 (g)+H 2 O(g)的Δ H =(2 b +2 c + d )kJ·mol -1 , 故D正确。 答案    C 解题导引　找准相关热化学方程式   推出相关Δ H 之间 的关系。 解析　结合题给信息,反应①、②产生的H 2 和CO 2 可以作为反应③的原料,