化学反应与能量变化

一、反应热

1．反应是放热还是吸热主要取决于反应物和生成物所具有的总能量的相对大小。2．反应是否需要加热，只是引发反应的条件，与反应是放热还是吸热并无直接关系。许多放热反应也需要加热引发反应，也有部分吸热反应不需加热，在常温时就可以进行。3．燃烧热：必须生成稳定的化合物，如C燃烧应生成CO2而不是CO，H2燃烧应生成液态水而不是气态水。4．中和热：强酸和强碱在稀溶液中发生中和反应生成1molH2O，ΔH＝－57.3kJ·mol－1。弱酸代替强酸(或弱碱代替强碱)，因电离吸热，放出的热量减小，中和热减小。若用浓硫酸(或NaOH固体)，因溶解放热放出的热量增多，中和热增大。

二、反应热和焓变1．理解反应热的两个角度(1)从微观角度理解反应热从微观的角度说，反应热是旧化学键断裂吸收的热量与新化学键生成放出的热量的差值，在下图中a表示断裂旧化学键吸收的热量；b表示新化学键生成放出的热量；c表示反应热。(2)从宏观的角度说，反应热是反应物的总能量与生成物的总能量差值，在上图中a表示活化能；b表示活化分子结合成生成物所释放的能量；c表示反应热。2．物质结构与稳定性和键能的关系(1)键能越大，物质所含能量越低，物质越稳定，反之亦然。如卤化氢的稳定性按氟、氯、溴、碘依次减弱，其氢化物的能量依次增大，氢卤键的键能依次减小。(2)物质所含能量越低，断裂其化学键所需能量越高，而形成其化学键所释放的能量也越多。

三、热化学方程式的书写与判断1．漏写反应物或生成物的聚集状态，其根本原因是没有认识到反应热与物质的聚集状态有关。2．将ΔH的正、负混淆，其关键是没有体会到“＋”“－”分别表示吸收或放出热量后使体系本身的能量升高或降低了。3．热化学方程式不用注明“点燃”、“加热”等条件。4．未注意到化学计量数与反应热的数值的对应关系。如：H2(g)＋Cl2(g)=2HCl(g)

ΔH＝－184.6kJ·mol－112H2(g)＋12Cl2(g)=HCl(g)

ΔH＝－92.3kJ·mol－15．燃烧热的热化学方程式，可燃物的化学计量数必须为1，且完全燃烧生成稳定的氧化物，，。6．中和热的热化学方程式，要注意生成1molH2O，强酸强碱反应的中和热数值恒定为57.3，若弱酸或弱碱参加，则中和热值小于57.3。

四、热化学方程式书写的“七大”要点1．注意ΔH的符号和单位。若为放热反应，ΔH为“－”；若为吸热反应，ΔH为“＋”。ΔH的单位为kJ·mol－1。

2．注意反应热的测定条件。书写热化学方程式时应注明ΔH的测定条件(温度、压强)，但绝大多数ΔH是在25℃、101325Pa下测定的，此时可不注明温度和压强。

3．注意热化学方程式中的化学计量数。热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数。因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。

4．注意物质的聚集状态。反应物和产物的聚集状态不同，反应热ΔH不同。因此，必须注明物质的聚集状态才能完整地体现出热化学方程式的意义。气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，溶液用“aq”。热化学方程式中不用↑和↓。

5．注意ΔH的数值与符号。由于ΔH与反应完成的物质的量有关，所以ΔH必须与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。互为逆反应的反应热数值相等，但符号相反。

6．注意燃烧热和中和热

7．对于可逆反应的反应热(ΔH)是指完全反应时的反应热。

五、反应热的计算及其大小的比较方法1．利用盖斯定律进行ΔH计算时的注意事项(1)合理进行热化学方程式的叠加。热化学方程式的叠加类似于整式的运算，叠加时应遵循数学的运算规则，当需要将某一热化学方程式同乘以某一化学计量数时，各物质前的化学计量数和ΔH需同乘以该化学计量数，当某物质或ΔH移到“=”另一边时就变为异号。(2)ΔH在进行加、减、乘等运算时，一定要注意其符号的改变，即ΔH的运算包括数值和符号的双重运算。2．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。

六、有关反应热计算的六种方法1．利用热化学方程式进行求解先写出热化学方程式，再根据热化学方程式中物质与反应热之间的比例关系直接求算反应热。2．依据燃烧热数据直接求算反应热Q＝燃烧热×n(可燃物的物质的量)3．根据反应物和生成物的总能量计算ΔH＝E(生成物)－E(反应物)。4．根据反应物和生成物的键能计算ΔH＝反应物键能总和－生成物键能总和。5．根据盖斯定律计算方法一：热化学方程式相加或相减，如由C(s)＋O2(g)=CO2(g)ΔH1；C(s)＋1/2O2(g)=CO(g)ΔH2；可得CO(g)＋1/2O2(g)=CO2(g)ΔH＝ΔH1－ΔH2方法二：合理设计反应途径如由图可得：ΔH＝ΔH1＋ΔH2。6．根据比热公式进行计算。Q＝c·m·ΔT【方法技巧】解答能量变化图像题的“4关键”1．反应热不能取决于部分反应物能量和部分生成物能量的相对大小，即部分反应物能量和部分生成物能量的相对大小不能决定反应是吸热还是放热。2.注意活化能在图示(如右图)中的意义。(1)从反应物至最高点的能量数值表示正反应的活化能，即E1；(2)从最高点至生成物的能量数值表示逆反应的活化能，即E2。3．催化剂只能影响正、逆反应的活化能，而不影响反应的ΔH。4．设计反应热的有关计算时，要切实注意图示中反应物和生成物的物质的量。

七、例题解析1、通过以下反应均可获取H2。下列有关说法正确的是()①太阳光催化分解水制氢：

2H2O(l)=2H2(g)＋

O2(g)ΔH1＝571.6kJ·mol－1②焦炭与水反应制氢：

C(s)＋

H2O(g)=CO(g)＋

H2(g)ΔH2＝131.3kJ·mol－1③甲烷与水反应制氢：

CH4(g)＋

H2O(g)=CO(g)＋3H2(g)ΔH3＝206.1kJ·mol－1A．反应①中电能转化为化学能B．反应②为放热反应C．反应③使用催化剂，ΔH3减小D．反应CH4(g)=C(s)＋2H2(g)的ΔH＝74.8kJ·mol－1解析

反应①中是光能转化为化学能，A错误；反应②中ΔH>0，为吸热反应，B错误；催化剂只降低反应的活化能，不影响反应的焓变，C错误；根据盖斯定律，目标反应可由反应③－②获得，ΔH＝206.1kJ·mol－1－131.3kJ·mol－1＝74.8kJ·mol－1，D正确。答案D【方法技巧】反应热计算的“五种方法”1．利用热化学方程式进行有关计算根据已知的热化学方程式和已知的反应物或生成物的物质的量或反应吸收或放出的热量，可以把反应热当作“产物”，计算反应放出或吸收的热量。2．根据燃烧热数据，计算反应放出的热量计算公式：Q＝燃烧热×n(可燃物的物质的量)3．根据图示中能量变化来确定焓变ΔH＝H(生成物)－H(反应物)4．根据旧键断裂和新键形成过程中的能量差进行计算若反应物旧化学键断裂吸收能量E1，生成物新化学键形成放出能量E2，则反应的ΔH＝E1－E2。5．利用盖斯定律计算

2、1,3-丁二烯和2-丁炔分别与氢气反应的热化学方程式如下：CH2=CH-CH=CH2(g)＋2H2(g)→CH3CH2CH2CH3(g)＋236.6kJCH3-C≡C-CH3(g)＋2H2(g)→CH3CH2CH2CH3(g)＋272.7kJ由此不能判断()A．1,3-丁二烯和2-丁炔稳定性的相对大小B．1,3-丁二烯和2-丁炔分子储存能量的相对高低C．1,3-丁二烯和2-丁炔相互转化的热效应D．一个碳碳三键的键能与两个碳碳双键键能之和大小【解析】利用盖斯定律可得CH2=CH-CH=CH2(g)→CH3-C≡C-CH3ΔH=－36.1kJ/mol选项答案自主分析A错误1,3-丁二烯具有的能量高于2-丁炔具有的能量，能量越低，物质越稳定B错误1,3-丁二烯储存能量高于2-丁炔C错误利用盖斯定律可判断二者相互转化的热效应D正确没有给出C-H键能，无法求出一个碳碳三键与两个碳碳双键键能之和的大小【答案】D

3、向足量H2SO4溶液中加入100mL0.4mol·L－1

Ba(OH)2溶液，放出的热量是5.12kJ。如果向足量Ba(OH)2溶液中加入100mL0.4mol·L－1盐酸时，放出的热量为2.2kJ。则Na2SO4溶液与BaCl2溶液反应的热化学方程式为()。A.Ba2＋(aq)＋SO42-(aq)=BaSO4(s)ΔH＝－2.92kJ·mol－1B.Ba2＋(aq)＋SO42-(aq)=BaSO4(s)ΔH＝－18kJ·mol－1C.Ba2＋(aq)＋SO42-(aq)=BaSO4(s)ΔH＝－73kJ·mol－1D.Ba2＋(aq)＋SO42-(aq)=BaSO4(s)ΔH＝－0.72kJ·mol－1【答案】B【解析】这道题要求写出正确的热化学方程式，根据目标反应利用盖斯定律进行计算，是典型的叠加法求未知反应的热化学方程式或反应热的应用。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