化学反应中的能量变化定稿

化学反应与能量变化●考纲研读①了解化学能与热能的相互转化，了解吸热反应，放热反应；②了解焓变与反应热的含义；③能够正确书写热化学方程式，并利用热化学方程式进行简单计算；④学会测定化学反应的反应热的实验方法；⑤理解盖斯定律的内容，能运用盖斯定律计算化学反应的反应热；1.反应热(1)定义：为了定量描述化学反应

的热量，化学上规定，当化学反应在一定温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的

，简称为反应热释放或吸收热效应(2)吸热反应、放热反应化学反应中的能量变化，通常主要表现为热量的变化——吸热或放热，也就是说，在物质变化的同时，伴随着能量的变化。(1)放热反应：有热量放出的化学反应叫放热反应。(2)吸热反应：吸收热量的化学反应叫吸热反应。放热反应和吸热反应的区别类型比较放热反应吸热反应定义有热量放出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强弱的关系生成物分子成键时释放出的总能量大于反应物分子断键时吸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<0ΔH>0类型比较放热反应吸热反应图示实例2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)

ΔH＝－571.6kJ·mol－12HI(g)===H2(g)＋I2(g)

ΔH＝＋14.9kJ·mol－1(3)反应热产生的原因：在化学反应过程中，旧化学键断裂要吸收能量，新化学键形成时释放出能量从而引起反应过程中产生能量的变化，这种能量变化以热的形式体现出来就形成了化学反应的

。反应热2、化学反应的焓变焓：热力学状态函数。焓变：在恒温、恒压条件下,化学反应过程中所吸收或放出的热量。①焓变符号：△H②焓变单位：kJ/mol

③测量条件：恒压下，一般为敞口容器中④“+”：吸热，环境对体系做功自身能量增加

“-”：放热，体系对环境做功自身能量减少[例1]下列变化一定为放热的化学反应的是 (

)A．H2O(g)===H2O(l)；ΔH＝－44.0kJ/mol－1B．2HI(g)===H2(g)＋I2(g)；ΔH＝＋14.9kJ/mol－1C．形成化学键时共放出能量862kJ的化学反应D．能量变化如右图所示的化学反应【答案】

D例3、下列与化学反应能量变化相关的叙述正确的是 (

)A．生成物总能量一定低于反应物总能量B．放热反应的反应速率总是大于吸热反应的反应速率C．应用盖斯定律，可计算某些难以直接测量的反应焓变D．同温同压下，H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)在光照和点燃条件下的ΔH不同例4、(已知H2(g)＋Br2(l)===2HBr(g)；ΔH＝－72kJ/mol，蒸发1molBr2(l)需要吸收的能量为30kJ，其他的相关数据如下表：则表中a为 (

)A．404

B．260

C．230

D．200H2(g)Br2(g)HBr(g)1mol分子中的化学键断裂时需要吸收的能量/kJ436a3693．热化学方程式(1)定义：能够表示反应热的化学方程式。(2)表示意义：不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的

变化。(3)热化学方程式的书写注意事项：①ΔH写在热化学方程式的右边，并用“空格”隔开。若为

热，ΔH为“－”；若为

热，ΔH为“＋”。ΔH的单位一般为kJ·mol－1。若反应逆向进行，其反应热数值相等，符号(“＋”“－”)相反。能量放吸②需注明反应的条件(

等)。因条件不同，ΔH不同。若不注明，指常压(

kPa)、常温(

℃)。③需注明物质的状态(s表示

、1表示

、g表示

、aq表示

)，因为物质的聚集状态不同，反应热不同。如：生成液态水时放出的热量

生成气态水时放出的热量。在热化学方程式中不用“↑”和“↓”号，因已标明物质的状态。温度、压强10125固态液态气态水溶液>④热化学方程式中的化学计量数只表示

，不表示分子数或原子数。因此可以是整数、

数。化学计量数不同，ΔH不同；化学计量数加倍，ΔH也加倍。物质的量分例5、已知某温度下的热化学方程式：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)△H=-197kJ/mol试写出SO3分解的热化学反应方程式。2SO3(g)2SO2(g)＋O2(g)△H=+197kJ/mol注意：对于可逆反应，①当反应逆向进行时，其反应热与正反应的数值相等，符号相反。②其反应热是指反应物完全转变成生成物放出或吸收的热量。4、可逆反应的反应热问题【答案】

(1)N2(g)＋O2(g)===2NO(g)ΔH＝＋183kJ·mol－1(2)增大【答案】

A5、.燃烧热和中和热(1)燃烧热：在101kPa时，1mol可燃物完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。燃烧热是指1mol物质完全燃烧所放出的热量，因此在书写燃烧热的热化学方程式时，一般以燃烧1mol物质为标准来书写，例如：(2)中和热：在稀溶液中，强酸和强碱发生中和反应生成1mol水时的反应热如：KOH(aq)＋HNO3(aq)===KNO3(aq)＋H2O(l)ΔH＝－57.3kJ·mol－1或H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)ΔH＝－57.3kJ·mol－1注意：燃烧产物必须是稳定的氧化物，是指C→CO2、H2→H2O(l)等；由于弱电解质的电离是吸热的，故强酸与弱碱，或弱酸与强碱的稀溶液反应，中和热一般低于57.3kJ·mol－1。中和反应的实质是H＋和OH－结合生成H2O，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热不包含在中和热内。

例9、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，辛烷的燃烧热为5518kJ/mol。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例10、下列热化学方程式或离子方程式中，正确的是(

)A．甲烷的标准燃烧热为－890.3kJ·mol－1，则甲烷燃烧的热化学方程式可表示为：CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g)

ΔH＝－890.3kJ·mol－1B．500℃、30MPa下，将0.5molN2和1.5molH2置于密闭容器中充分反应生成NH3(g)，放热19.3kJ，其热化学方程式为：C．氯化镁溶液与氨水反应：Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓D．氧化铝溶于NaOH溶液：Al2O3＋2OH－＋3H2O===2AlO2－＋H2O练习

用0.1molBa(OH)2配成稀溶液跟足量稀硝酸反应，放出热量为11.46kJ,试写出表示该反应中和热的热化学方程式：

。1/2Ba(OH)2(aq)+HNO3(aq)=1/2Ba(NO3)2(aq)+H2O(l)△H=-57.3kJ/mol6.中和热的测定(1)装置(如下图)(2)酸、碱的选择①酸与碱：要选择

酸、

碱；二者浓度相近，且都约0.5mol·L－1左右(过浓，会有溶解热；过稀，温差小，测量误差大)；二者配好后要

才能使用。②为了保证酸、碱完全中和，常采用

稍过量的方法。(3)操作注意事项(为了减少误差)①操作要快、隔热效果要好，以确保

尽可能少的散失。强强冷却至室温酸或碱其中一种热量②环状搅拌棒不能用易导热的金属制品，以防热量通过金属传导而消散。搅拌时，要轻轻搅动，以防碰破温度计，也可

搅动。③在测量酸、碱、混合溶液的温度时，要使用

温度计，且数据稳定后再记录下

温度。测量酸液的温度后，在测量碱液之前，要洗净温度计上的酸。测量溶液的温度应将温度计悬挂起来，使水银球处于

，不要靠在烧杯壁上或插到烧杯底部。不可将温度计当

使用。上下同一支最高溶液中间搅拌棒④实验要重复做2次，取测量数据(温度差Δt)的

作计算依据。平均值思考：如何提高中和热测定的准确度呢？增强保温、隔热措施，减少实验过程中热量的损失。不断搅动，使热量分散均匀使用稀酸溶液和稀碱溶液，减少溶解热的干扰使用强酸和强碱溶液，减少电离热效应的干扰误差分析:可能的原因有：1.量取溶液的体积有误差2.温度计的读数有误。3.测了酸后的温度计未用水清洗而便立即去测碱的温度，致使热量损失而引起误差。4.实验过程中有液体洒在外面。5.混合酸、碱溶液时，动作缓慢，导致实验误差6.隔热操作不到位，致使实验过程中热量损失而导致误差。3、判断下列实验操作对中和热测定的数值有如何影响？填变大、变小或者不变。①大烧杯上没有盖硬纸板②用相同浓度和体积的氨水代替NaOH溶液进行实验③用相同浓度和体积的醋酸代替稀盐酸溶液进行实验④实验中改用100mL0.50mol/L盐酸跟100mL0.50mol/LNaOH溶液进行实验变小变小变小不变7．盖斯定律及其应用(1)盖斯定律化学反应无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变是一样的。也就是说，化学反应的反应热只与反应的

(各反应物)和

(各生成物)有关，而与具体反应进行的

无关。如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的

之和与该反应一步完成时的反应热相同，这就是

(Hess'slaw)。始态终态途径反应热盖斯定律(2)若一个化学方程式可由另外几个化学方程式相加减而得到，则该化学反应的焓变即为这几个化学反应焓变的代数和；若化学方程式中各物质的化学计量数加倍，则焓变也

；若反应逆向进行，则ΔH改变

，但绝对值相等。加倍符号例11、已知：HCN(aq)与NaOH(aq)反应的ΔH＝－12.1kJ·mol－1；HCl(aq)与NaOH(aq)反应的ΔH＝－55.6kJ·mol－1，则HCN在水溶液中电离的ΔH等于(

)A．－67.7kJ·mol－1

B．－43.5kJ·mol－1C．＋43.5kJ·mol－1

D．＋67.7kJ·mol－1[解析]本题考查化学反应热的计算，意在考查考生对盖斯定律的巧妙运用能力。反应的离子方程式为：HCN(aq)＋OH－(aq)===CN－(aq)＋H2O(l)

ΔH＝－12.1kJ/mol…①，H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)

ΔH＝－55.6kJ/mol…②，①－②得HCN(aq)===H＋(aq)＋CN－(aq)

ΔH＝＋43.5kJ/mol。[答案]C[方法点拨]反应热的大小比较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<0C(g)===C(l)

ΔH3<0，因为ΔH3＝ΔH2－ΔH1，ΔH1<0，ΔH2<0，ΔH3<0所以ΔH2<ΔH1。若按以下思路分析：ΔH1＋ΔH3＝ΔH2，ΔH1<0，ΔH2<0，ΔH3<0所以ΔH2<ΔH1。2．同一反应物状态不同时S(g)＋O2(g)===SO2(g)

ΔH1<0S(s)＋O2(g)===SO2(g)

ΔH2<0S(g)===S(s)

ΔH3<0ΔH2＋ΔH3＝ΔH1，ΔH1<0，ΔH2<0，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