化学反应中的能量变化燃烧热和中和热重点

化学反应中的能量变化燃烧热和中和热重点、难点概述：（1）反应物与生成物总能量之差即为反应热，其本质为拆键吸热，成键放热.（2）热化学方程式必须注明物质状态、反应热量。各物质的化学计量数只代表物质的量，可用分数表达.（3）中和热是以生成1molH2O来定义的，而燃烧热是以可燃物为1mol定义的.重点难点分析1．反应热（1）定义：在化学反应过程中放出或吸收的热量，通常叫做反应热.（2）符号：用△H表示.（3）单位：一般采用kJ/mol.（4）可直接测量，测量仪器叫量热计.（5）研究对象：一定压强下，在敞开容器中发生的反应所放出或吸收的热量.（6）反应热产生的原因：任何化学反应都有反应热，这是由于反应物中旧化学键断裂时，需要克服原子间的相互作用而吸收能量；当原子重新组成生成物时，新化学键形成时，又要释放能量，新化学键形成时所释放的总能量与反应物中旧化学键断裂时所吸收的总能量的差就是此反应的反应热.例如：H(g)+Cl(g)＝2HCl(g),2molH-Cl键形成要释放431kJ/mol×2mol＝862kJ的能量；1molH-H和1molCl-Cl键断裂共需要436kJ/mol×1mol+243kJ/mol×1mol＝679kJ的能量，所以差值为183kJ.此反应放出183kJ热量.（7）反应热表示方法：①当生成物释放的总能量大于反应物吸收的总能量时，反应放热，使反应本身能量降低，规定△H为“－”，所以△H为“－”或△H∠0时为放热反应.上反应＝2HCl（g）；反应热测量的实验数据为184.6kJ/mol，与计算数据183kJ/mol很接近，一般用实验数据表示，所以△H＝－184.6kJ/mol.②生成物释放的总能量小于反应物吸收的总能量时，反应是吸热反应，通过加热、光照等方法吸收能量，使反应本身能量升高，规定△H为“+”，所以△H为“＋”或△H0时为吸热反应.例：1molC与1molHO（g）反应生成1molCO（g）和1molH（g），需要吸收131.5kJ的热量，该反应的反应热为△H＝＋131.5kJ/mol.例：拆开1mol的H－H键，1molN－H键，1mol的N≡N键分别需要的能量是436kJ，391kJ，946kJ则1molN生成NH的反应热为，1molH生成NH的反应热为分析：，因拆开1molN－H键和生成1molN－H键吸收和释放出的能量相等，所以此反应反应热计算如下：2．热化学方程式.（1）定义：表明反应所放出或吸收的热量的化学方程式，叫做热化学方程式.热化学方程式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能量变化.例：H（g）＋Cl（g）＝2HCl（g）；△H＝-184.6kJ/mol.（2）书写热化学方程式应注意以下几点：①需注明反应的温度和压强，因反应的温度和压强不同时，其△H不同.但中学化学中所用的△H的数据，一般都是在101kPa和25℃时的数据，因此可不特别注明.但需注明△H的“＋”与“－”.②要注明反应物和生成物的状态.物质的聚集状态，与它们所具有的能量有关.例如：从上述两个热化学方程式可明显看出，由1molH反应生成HO(l)比生成HO(g)多放出44KJ/mol的热量，是因为1molHO(g)本身能量比1molHO(l)本身能量多44KJ/mol.③热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个数，它可以是整数也可以是分数.对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H也不同.例如：H(g)＋Cl(g)＝2HCl(g)；△H＝-184.6kJ/molH(g)＋Cl(g)＝HCl(g)；△H＝-92.3kJ/mol.（3）热化学方程式的含义.例：H(g)＋O(g)＝HO(g)；△H＝-241.8kJ/mol表示1mol气态H和mol气态O反应生成1mol水蒸气放出241.8kJ的热量.（在101kPa.25℃时）.H(g)＋O(g)＝HO(l)；△H＝-285.8kJ/mol表示1mol气态H与mol气态O反应在101kPa.25℃时生成1mol液态水放出285.8kJ的热量.3．盖斯定律及其应用.（1）内容：如果1个反应可以分几步进行，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.（2）应用：例：;△H不能直接测得，已知热化学方程式4．燃烧热定义：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.注：（1）是生成稳定的氧化物，如C燃烧应生CO2（g）,而生成CO（g）属于不完全燃烧.又如生成液态H2O，而不是气态水蒸气.（2）燃烧热通常是由实验测得的，以燃烧1mol物质作为标准进行测量，计算燃烧热时，热化学方程式的化学计量数常以分数表示.5．中和热（1）定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molHO，这时的反应热叫做中和热.（2）中学阶段，只讨论强酸和强碱反应的中和热.1molH＋与1molOH－反应生成1molHO，都放出57.3kJ的热量.（实验测得）（l）；∆H＝－57.3kJ/mol.（3）燃烧热是以1mol物质完全燃烧所放出的热量来定义的，而中和热是以生成1molH2O（l）所放出的热量来定义的，所以书写它们热化学方程式时，应以燃烧1mol物质或生成1molH2O（l）为标准配平.（4）弱酸弱碱电离要消耗能量，所以中和热要小于57.3kJ/mol.例：已知（l）；∆H＝－57.3kJ/mol计算下列中和反应中放出的热量（1）用20gNaOH配稀溶液跟足量稀盐酸反应放出kJ的热量.（2）用28gKOH配稀溶液跟足量稀硝酸反应，放出kJ的热量.分析：n（NaOH）＝＝0.5moln（KOH）＝＝0.5mol则0.5molOH－中和反应生成0.5molHO（l）中和热为∆H＝－57.3kJ/mol，放热均为：57.3kJ/mol×0.5mol＝28.7KJ6．使用化石燃料的利弊及新能源的开发（1）煤、石油、天然气是当今世界上最重要的化石燃料.它们的燃烧热都很高.（2）广义地讲，能够发生燃烧反应放出热量的物质都可称为燃料.（3）以煤为例，从资源蕴藏、开采、运输、资源综合利用以及环境保护等方面对使用化石燃料的利弊进行研讨.（4）开发新能源，调整和优化能源结构.化学反应速率和化学平衡1．重点难点概述（1）化学反应速率计算式（B为反应物或生成物）（2）对于反应（3）温度、浓度、压强、催化剂、固体颗粒度、原电池的形成等对反应速率都有影响，但压强只影响有气体参加反应的速率。（4）化学平衡状态的涵义。（5）等效平衡的条件：同一反应只要相当于有相同的起始条件就会达到同一平衡状态，与反应的方向无关。2．知识要点及大纲要求（1）理解化学反应速率，掌握浓度，压强、温度、催化剂对化学反应速率的影响。（2）理解可逆反应，掌握化学平衡状态的涵义。化学反应速率（一）知识结构化意义：表示化学反应进行快慢的物理量学单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加单位：mol/(L·min)反表示方法或mol/(L·S)应一般不能用固体物质表示速内因（主要因素）：参加反应物质的性质率浓度压强外因温度催化剂其它因素：光、颗粒大小、溶剂、形成原电池等说明：1从物质结构（化学键）去理解影响化学反应速率的主要因素内因。化学反应实质是旧化学键的断裂，新化学键的形成。即反应物分子中化学键断裂成原子，原子重新组合成分子。这个变化是通过有效碰撞来实现的。温度升高或使用催化剂会使活化分子百分数增加，而浓度、压强加大可增加单位体积内活化分子总数即活化分子浓度，而使反应速率增大。2．用同一个反应中同一反应物或同一生成物浓度的减少或增加表示此反应速率时，如果使用单位不同，速率的数值不同。如某物质速率为0.6mol/(L·min)和0.01mol/(L·s)是相等的。3．同一化学反应用不同物质表示的速率大小可不同，但表示的意义相同，并且没有正负。同一化学反应用不同物质表示速率时数值之比等于方程式的化学计量数之比。例如：4．其它条件不变时，对于有气体参加或在溶液中进行的反应，增大反应物的浓度，可增加单位体积内活化分子数，可增大反应速率，反之减慢反应速率。只增加固体反应物的量，不改变化学反应的速率。有气体参加的化学反应，加大压强可以增大化学反应的速率，如果充入与反应体系无关的气体，压强增大，反应速率不变。也就是说，增大压强，必须是增大了气体反应物的浓度才使反应速率加快，反之减慢。升高温度无论是吸热还是放热反应，活化分子百分数增加，单位体积内活化分子数升高，化学反应速率加快，但升高温度吸热反应的速率加快的更多些。温度每升高10℃，化学反应速率增加到原来的2－4倍。使用催化剂，降低反应所需要的能量，增加了单位体积内活化分子百分数，有效碰撞次数增多，成千成万倍增大反应速率。另外扩大接触面（粉碎）等也可加大反应的速率。例：对于反应M＋N→P，如温度每升高10℃，反应速率增加到原来的3倍。在10℃时完成反应的10％需要54min，将温度提高到40℃完成反应的10％需要时间（min）为（）（A）2（B）3（C）6（D）9分析：温度由10℃→40℃反应速率增加33倍，所需时间54min/3＝2min，正确选项为A。化学平衡知识结构概念化动：V正＝V逆≠0动态平衡学特点定：外界条件一定时，各组分浓度一定（不是相等）平变：外界条件改变，平衡被破坏，发生移动产生新平衡衡平衡常数原因：反应条件改变，引起V正≠V逆结果：v、各组分浓度：均发生变化化学平衡移动v正v逆向正反应方向移动方向：v正＝v逆不移动v正v逆向逆反应方向移动注意：其它条件不变，只改变影响平衡的一个条件才能应用说明：1．化学平衡具有的特点：（1）化学平衡是研究反应进行的方向和反应进行的程度。是一定温度下，在一个密闭容器内进行的可逆反应。（2）达到化学平衡时v正＝v逆≠0，是动态平衡。（3）平衡时，反应混合物中各组成物质的浓度保持不变。（所占物质的量分数、质量分数均不变）。反应进行到最大程度（此条件下的）（4）平衡是暂时的，平衡条件改变时，平衡会被破坏，而发生移动，这时原平衡状态时混合物的浓度会发生改变。2．可逆反应达平衡状态的标志（1）反应体系中各物质组成成份的浓度保持一定，不随时间而变化。（注意不是浓度相等）（2）因平衡时v正＝v逆，某反应物（或生成物）消耗的速率（或生成速率）等于该物质生成（或消耗）的速率。反应物生成（或消耗）的速率与生成物生成（或消耗）的速率之比等于方程式中化学计量数之比。（3）在密闭容器中方程两边气体化学计量数之和不等的可逆反应，气体压强或平均相对分子质量不随时间而改变意味达到平衡，注意方程两边气体化学计量数之和相等的可逆反应，气体的压强或平均相对分子质量不变不能说明反应达到平衡。如N2+O22NO无论是否达到平衡，体系中的压强或气体平均相对分子质量都不改变。3．某一可逆反应，保持温度、体积不变或保持温度、压强不变，无论从正反应开始，还是从逆反应开始，只要相当于起始物质的浓度相同，就可达到同一平衡状态，即各组分平衡浓度相同。Δ影响化学平衡的条件知识结构化化学平衡移动概念学平平衡移动原理衡温度移影响平衡移动的条件浓度动压强说明：1.平衡移动原理：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、温度、压强等），平衡就向能够使这种改变减弱的方向移动.注意“平衡向能够使这种改变减弱的方向移动”这里有两点：（1）方向（2）是减弱这种改变，而不是消除这种改变.例如增大某反应物浓度，平衡向正向移动，使此反应物浓度降低，但平衡时这种反应物浓度还是比原来浓度大.2．平衡移动的方向，由反应速率判断：V正V逆，向正向移动；V正V逆,向逆向移动改变一个条件，如反应速率不变，（如容积不变，充入稀有气体），平衡不移动.如正逆速率改变程度相同（使用催化剂，或气体体积左右无变化的可逆反应达平衡时改变压强）平衡不移动.如浓度、温度、压强改变，正逆反应速率改变程度不同，平衡向正逆速率相对大的一方移动.如增加反应物浓度，正反应速率加大，这一瞬间，逆反应速率不变，平衡向正向移动.如降低生成物浓度，V逆变小，这一瞬间，V正不变，V正V逆,平衡向正向