2019年高考化學大串講 專題14 化學反應與能量教案.doc

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專題14 化學反應與能量一反應熱 焓變 1定義：化學反應過程中吸收或放出的能量都屬于反應熱，又稱為焓變（H），單位kJ/mol。解釋：舊鍵的斷裂：吸收能量 ；新鍵的形成：放出能量，某一化學反應是吸熱反應還是放熱反應取決于上述兩個過程能量變化的相對大小。吸熱：吸收能量放出能量；放熱：吸收能量放出能量。2. 化學反應中能量變化與反應物和生成物總能量的關系3 放熱反應：放出熱量的化學反應，(放熱吸熱)H0；吸熱反應，吸收熱量的化學反應(吸熱放熱) H0?！緦W習反思】 常見的放熱、吸熱反應：常見的放熱反應有a 燃燒反應 b 酸堿中和反應c活潑金屬與水或酸的反應 d大多數化合反應 常見的吸熱反應有：a 氫氧化鋇晶體和氯化銨晶體混合發(fā)生反應 b CO2+C = 2COc 大多數的分解反應H0時反應放熱；H 0時反應吸熱。 【概括總結】焓變反應熱在化學反應過程中，不僅有物質的變化，同時還伴有能量變化。1焓和焓變焓是與物質內能有關的物理量。單位：kJmol1，符號：H。焓變是在恒壓條件下，反應的熱效應。單位：kJmol1，符號：H。2化學反應中能量變化的原因化學反應的本質是反應物分子中舊化學鍵斷裂和生成物生成時新化學鍵形成的過程。任何化學反應都有反應熱，這是由于在化學反應過程中，當反應物分子間的化學鍵斷裂時，需要克服原子間的相互作用，這需要吸收能量；當原子重新結合成生成物分子，即新化學鍵形成時，又要釋放能量。H反應物分子中總鍵能生成物分子中總鍵能。3放熱反應與吸熱反應當反應完成時，生成物釋放的總能量與反應物吸收的總能量的相對大小，決定化學反應是吸熱反應還是放熱反應。(1)當H為“”或H0時，為吸熱反應，反應體系能量升高。4反應熱思維模型：(1) 放熱反應和吸熱反應 放熱反應 吸熱反應(2) 反應熱的本質以H2(g)Cl2(g)=2HCl(g) H186 kJmol1為例E1：E(HH)E(ClCl) ； E2：2E(HCl) ；HE1E2例1在其他條件相同時，反應N2+O22NO分別在有、無催化劑時的能量變化與反應進程如下圖所示：下列說法中正確的是A 該反應為放熱反應B 加入催化劑可以改變反應的焓變C 加入催化劑可以改變反應的活化能D 0.1mol N2和0.1molO2充分反應吸熱18.26 kJ【答案】C例2反應2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) H = a kJ/mol，能量變化如圖所示。下列說法中，不正確的是（）A 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(l) H a kJ/molB 過程II可能使用了催化劑，使用催化劑不可以提高SO2的平衡轉化率C 反應物斷鍵吸收能量之和小于生成物成鍵釋放能量之和D 將2molSO2(g) 和1mol O2(g)置于一密閉容器中充分反應后放出或吸收的熱量小于a kJ【答案】A例3化學反應A2(g)B2(g)=2AB(g)的能量變化如圖所示。下列有關敘述正確的是()A 每生成2 mol AB(g)吸收b kJ熱量B 反應熱H(ab) kJmol1C 該反應中反應物的總能量高于生成物的總能量D 斷裂1 mol AA鍵和1 mol BB鍵，放出a kJ能量【答案】B【解析】A、形成化學鍵放出熱量，每生成2分子AB放出bkJ熱量，選項A錯誤；B、該反應焓變=斷裂化學鍵吸收熱量-形成化學鍵所放出熱量，所以焓變?yōu)镠=+（a-b）kJ/mol；選項B正確；C、反應是吸熱反應，依據能量守恒可知，反應中反應物的總能量低于生成物的總能量，選項C錯誤；D、斷裂1molA-A鍵和1molB-B鍵，吸收a kJ能量，選項D錯誤。二熱化學方程式1概念：能表示參加反應的物質變化和能量變化的關系的化學方程式叫做熱化學方程式。2表示意義(1)熱化學方程式不僅表明了化學反應中的物質變化，也表明了化學反應中的能量變化。(2)熱化學方程式中的化學計量數，表示實際參加反應的反應物的物質的量和實際生成的生成物的物質的量。(3)熱化學方程式中的反應熱與反應物、生成物的化學計量數相對應。3書寫熱化學方程式的注意事項 C(固) + H2O(氣) = CO(氣) + H2(氣) H= +131.3 kJ/mol(1)標集聚狀態(tài)（固、液、氣）(2)右端標熱量數值和符號： 吸熱用“”，放熱用：“”。(3)系數單位是“摩”，而不是“個”；也不能表示物質的量之比。(4)系數可用分數，但熱量值要相應變化。如：2H2(氣) + O2(氣) = 2H2O(液) H= 571.6 kJ/molH2(氣) + 1/2 O2(氣) = H2O(液) H= 285.8 kJ/mol(5)不注明條件，即指250C 、1.01105Pa【拓展延伸】1.比較“反應熱”或H的大小時，必須帶“”“”符號，比較“燃燒熱”或“中和熱”時，只需比較數值大小即可。2參加反應的物質的量不同，則反應熱的數值也會發(fā)生相應的變化，如1 mol H2完全燃燒生成液態(tài)水時放出285.8 kJ的熱量，2 mol H2完全燃燒生成液態(tài)水時則放出571.6 kJ的熱量。3對于可逆反應，如3H2(g)N2(g) 2NH3(g)H92.4 kJ/mol，是指生成2 mol NH3時放出92.4 kJ的熱量，而不是3 mol H2和1 mol N2混合，在一定條件下反應就可放出92.4 kJ的熱量，實際3 mol H2和1 mol N2混合，在一定條件下反應放出的熱量小于92.4 kJ，因為該反應的反應物不能完全轉化為生成物。4同一反應中物質的聚集狀態(tài)不同，反應熱數值大小也不同。例如，S(g)O2(g)=SO2(g)H1Q1；S(s)O2(g)=SO2(g)H2Q2，可以理解成固態(tài)硫變成氣態(tài)硫后再發(fā)生變化，而由固態(tài)到氣態(tài)是需要吸收能量的，所以Q1Q2、H1H2。故當同一反應中只由于聚集狀態(tài)不同比較反應熱的大小時，反應物為固態(tài)時放出的熱量少，生成物為固態(tài)時放出的熱量多。5. 反應物的量相同，生成物的狀態(tài)不同，反應熱數值大小也不相同。如：例如：H2 (氣) + 1/2 O2 (氣) = H2O (g) H= 241.8kJ/molH2(氣) + 1/2 O2(氣) = H2O (l) H= 285.8 kJ/mol【拓展升華】熱化學方程式是表示參加反應的物質的量與反應熱關系的化學方程式。熱化學方程式的書寫除了遵循書寫化學方程式的要求外，應側重從以下幾個方面予以考慮：1檢查H符號的正誤放熱反應的H為“”，吸熱反應的H為“”，單位是kJ/mol，逆反應的H與正反應的H數值相同，符號相反。2檢查是否注明物質的聚集狀態(tài)必須注明每種反應物和生成物的聚集狀態(tài)，同一個化學反應，物質的聚集狀態(tài)不同，H數值不同。3檢查H的數值與化學計量數是否對應H的大小與反應物的物質的量的多少有關，相同的反應，化學計量數不同時，H不同。4特殊反應熱書寫表示燃燒熱的熱化學方程式時，可燃物的化學計量數為1，產物應為完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物，如C燃燒生成CO2而不是CO、H2燃燒生成的是H2O(l)而不是H2O(g)。例4下列有關熱化學方程式書寫及對應表述均正確的是A 濃H2SO4與0.1 molL1NaOH反應：H(aq)OH(aq)=H2O(l) H57.3 kJmol1B 密閉容器中，9.6 g硫粉與11.2 g鐵粉混合加熱充分反應，放出19.12 kJ熱量。則Fe(s)S(s)=FeS(s)H95.6 kJmol1C 已知1 mol氫氣完全燃燒生成液態(tài)水所放出的熱量為285.5 kJ，則水分解的熱化學方程式：2H2O(l)=2H2(g)O2(g)H285.5 kJmol1D 已知2C(s)O2(g)=2CO(g)H221 kJmol1，則可知C的燃燒熱H110.5 kJmol1【答案】B例5下列有關熱化學方程式及其敘述正確的是A 氫氣的燃燒熱為-285.5 kJ/mol，則水電解的熱化學方程式為：2H2O(l) =2H2(g)+O2(g) H=+285.5 kJ/molB lmol甲烷完全燃燒生成CO2和H2O(l)時放出890 kJ熱量，它的熱化學方程式為：1/2CH4(g)+O2(g)= 1/2CO2(g)+H2O(l) H=-445 kJ/molC 已知2C(s)+O2(g)=2CO(g) H=-221 kJmol-1，則C(s)的燃燒熱為-110. 5kJ/molD HF與NaOH 溶液反應：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l) H=-57.3 kJ/mol【答案】B例6下列敘述或書寫正確的是A 2H2（g）+O2（g）=2H2O（g）H=-4836kJmol1，則1mol氫氣的燃燒熱大于241.8 kJmol1B H2（g）+F2（g）=2HF（g）H=-270kJmol1，則相同條件下，2molHF氣體的能量大于1mol氫氣和1mol 氟氣的能量之和C 含200g NaOH的稀溶液與稀鹽酸完全中和，放出287kJ的熱量，則表示該中和反應的熱化學方程式為NaOH+HCl=NaCl+H2OH=-574kJmol1D 500、30MPa時，發(fā)生反應N2（g）+3H2（g）2NH3（g） H=-386kJmol1。在此條件下將15molH2和過量N2充分反應，放出熱量193kJ【答案】A【解析】A、 2H2（g）+O2（g）=2H2O（g）H=-4836kJmol1，水由氣體變成液體要放出熱量，則1mol氫氣的燃燒熱大于241.8 kJmol1，故A正確；B、從熱化學方程式H2（g）+F2（g）=2HF（g）H=-270 kJmol1可知，反應放熱，即1 mol氫氣與1 mol氟氣的總能量大于2 mol氟化氫的總能量，故B錯誤；C、熱化學方程式沒有標明物質的狀態(tài)，故C錯誤；D、H2的物質的量為1.5mol，完全消耗1.5mol氫氣會放出19.3kJ熱量，由于該反應為可逆反應，氫氣不可能完全轉化成氨氣，所以放出的熱量小于19.3kJ，D錯誤。三. 燃燒熱1. 定義：在101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的熱量，叫做該物質的燃燒熱。單位kJ/mol。2. 在理解物質燃燒熱的定義時，要注意以下幾點：（1） 研究條件： 101 kPa，溫度通常是25。（2）反應程度：完全燃燒，產物是穩(wěn)定的氧化物。如HH2O(l)而不是H2O(g)、CCO2(g)而不是CO、SSO2(g)而不是SO3。（3） 燃燒熱是以1 mol可燃物作為標準來進行測定的，因此書寫表示燃燒熱的熱化學方程式時，應以1 mol可燃物為標準來配平其余物質的化學計量數，其他物質的化學計量數常出現分數。（4） 燃燒熱的含義：H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)H=-285.8kJ/mol，H2的燃燒熱為285.8kJ/mol所表示的含義： 。特別提醒：因燃燒熱、中和熱是確定的放熱反應，具有明確的含義，故在表述時不用帶負號，如CH4的燃燒熱為890KJ/mol。強酸與強堿反應的中和熱為57.3kJ/mol。四. 中和熱1. 定義：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應，生成1mol水時的反應熱叫做中和熱。2. 中和熱的表示：H+(aq) +OH-(aq)=H2O (l)；H=-57.3kJmol。3. 要點條件：稀溶液。反應物：（強）酸與（強）堿。中和熱不包括離子在水溶液中的生成熱、電解質電離的吸熱所伴隨的熱效應。生成1mol水，中和反應的實質是H+和OH-化合生成 H20，若反應過程中有其他物質生成，這部分反應熱也不在中和熱內。放出的熱量： 57.3kJ/mol五. 燃燒熱和中和熱的區(qū)別與聯系相同點燃燒熱中和熱能量變化放熱反應HH0 , 單位 kJ/mol不同點反應物的量可燃物為1mol可能是1mol也可以是0.5mol(或不限)生成物的量不限量H2O 1mol反應熱的含義1mol反應物完全燃燒時放出的熱量;不同的物質燃燒熱不同酸堿中和生成1molH2O時放出的熱量,強酸強堿間的中和反應中和熱大致相同,均約為57.3kJ/mol（2） 中和熱的測定步驟： 用大、小燒杯、泡沫塑料、溫度計和環(huán)形攪拌棒組裝反應裝置。(也可在保溫杯中進行) 用量筒量取50mL0.5mol的鹽酸倒入小燒杯中并用溫度計測量溫度，記入下表。 用另一量筒量取50mL0.55mol的NaOH溶液并測量溫度，記入下表。 把溫度計和環(huán)形攪拌棒放入小燒杯的鹽酸中，并把量筒中的NaOH溶液一次倒入小燒杯，用環(huán)形攪拌棒輕輕攪動溶液，并準確讀取混合溶液的最高溫度，記為最終溫度，記入下表。 重復實驗兩次，取測量所得數據的平均值作為計算依據。 根據實驗數據計算中和熱。（具體計算不要求）在理解中和熱的概念時，要注意以下幾點：研究條件：稀溶液（常用aq來表示稀溶液）； 反應物：酸與堿 ； 生成物及其物質的量：1 mol H2O； 放出熱量：H0 單位：kJ/mol。在書寫物質在溶液中發(fā)生化學反應的方程式時，我們常用aq來表示稀溶液，稀溶液是指溶于大量水的離子。中和熱不包括離子在水溶液中的生成熱、物質的溶解熱、電解質電離的吸熱所伴隨的熱效應。例7下列說法正確的是A 吸熱反應一定不能自發(fā)進行B 由 C(s，石墨)= C(s，金剛石) H= +1.9kJmol1，可知金剛石比石墨穩(wěn)定C S(s)+O2(g)=SO2(g) H1， S(g)+ O2(g)=SO2( g) H2，則H1H2D 已知 H+(aq)+OH(aq)=H2O(l)；H=-57.3kJmol1，則 0.5mol H2SO4 與 0.5mol B a(OH)2 反應一定放出 57.3kJ 熱量【答案】C例8已知反應：101kPa時，2C(s)+O2(g)=2CO(g)；H= -221 kJ/mol稀溶液中，H+(aq)+OH(aq)=H2O(l)；H= -57.3 kJ/mol下列結論正確的是A 碳的燃燒熱為-221 kJ/molB 中和熱H為 -57.3 kJ/molC 稀H2SO4與稀Ba(OH)2溶液反應的中和熱H為-57.3 kJ/molD 稀CH3COOH與稀NaOH溶液反應生成1 mol水，放出57.3 kJ熱量【答案】B六. 反應熱的計算1. 蓋斯定律的內容:不管化學反應是一步完成或分幾步完成,其反應熱相同。換句話說,化學反應的反應熱只與反應體系的始態(tài)和終態(tài)有關,而與反應的途徑無關。歸納總結：反應物A變?yōu)樯晌顳，可以有兩個途徑： 由A直接變成D，反應熱為H； 由A經過B變成C，再由C變成D，每步的反應熱分別為H1、H2、H3。如下圖所示：則有H=H1+H2+H3蓋斯定律在生產和科學研究中有很重要的意義。有些反應的反應熱雖然無法直接測得，但利用蓋斯定律不難間接計算求得。【深度講解】應用蓋斯定律進行簡單計算的注意事項： 當反應方程式乘以或除以某數時，H也應乘以或除以該數。 反應方程式進行加減時，H也同樣進行加減運算，且計算過程中要帶“+”“-”。 運用蓋斯定律進行計算并比較反應熱的大小時，同樣要把H看做一個整體。 在設計的反應過程中常會遇到同一物質固、液、氣三態(tài)的變化，狀態(tài)由固到液到氣變化時，會吸熱；反之會放熱。 當設計的反應逆向進行時，其反應熱與正反應的反應熱數值相等，符號相反。運用蓋斯定律關鍵在于分析總反應可由哪些中間過程構成，化簡要細心，計算時H（帶“+”“-”）也要參與運算。 不論一步進行還是分步進行，始態(tài)和終態(tài)完全一致，蓋斯定律才成立。 某些物質只是在分步反應中暫時出現，最后應該恰好消耗完。2根據反應物和生成物的鍵能計算反應熱：H=反應物的總鍵能生成物的總鍵能【深度解讀】 計算時一定要注意是什么化學鍵，單鍵還雙鍵，一個分子中有多少個共價鍵。如1molSi晶體中含有2molSi-Si共價鍵。 有時還要利用題目中的條件構造一個新的熱化學方程式或關系式，如可根據燃燒熱的定義，寫出熱化學方程式，再結合題目中的熱化學方程式，利用蓋斯定律進行計算。3應用蓋斯定律:不管化學反應是一步完成或分幾步完成,其反應熱是相同。換句話說，化學反應的反應熱只與反應體系的始態(tài)和終態(tài)有關，而與反應的途徑無關。因為有些反應進行得很慢,有些反應不容易直接發(fā)生，這給測定反應熱造成了困難.此時如果應用蓋斯定律，就可以間接地把它們的反應熱計算出來。例9NF3是一種溫室氣體，其存儲能量的能力是CO2的12 00020 000倍，在大氣中的壽命可長達740年，如表所示是幾種化學鍵的鍵能：化學鍵NNFFNF鍵能/kJ/mol946154.8283.0下列說法中正確的是（ ）A 過程N2(g)2N(g)放出能量B 過程N(g)3F(g)NF3(g)放出能量C 反應N2(g)3F2(g)=2NF3(g)的H0D NF3吸收能量后如果沒有化學鍵的斷裂與生成，仍可能發(fā)生化學反應【答案】B例10已知：C(s)H2O(g)=CO(g)H2(g) Ha kJmol1,2C(s)O2(g)=2CO(g) H220 kJmol1,HH、O=O和OH鍵的鍵能分別為436、496和462 kJmol1，則a為()A 332 B 118 C 350 D 130【答案】D【解析】根據H=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和，反應2H2（g）+O2（g）=2H2O（g）H=2E（HH）+E（O=O）-4E（OH）=2436kJ/mol+496kJ/mol-4462kJ/mol=-480kJ/mol，將反應編號，2H2（g）+O2（g）=2H2O（g）H=-480kJ/mol（），2C（s）+O2（g）=2CO（g）H=-220kJ/mol（），應用蓋斯定律，將（-）2得，C（s）+H2O（g）=CO（g）+H2（g）H=（-220kJ/mol）-（-480kJ/mol）2=+130kJ/mol，即a=+130，答案選D。例11白磷與氧氣可發(fā)生如下反應:P4+5O2=P4O10已知斷裂下列化學鍵需要吸收的能量分別為:PP a kJmol-1、PO b kJmol-1、P=O c kJmol-1、O=O d kJmol-1。根據圖示的分子結構和有關數據估算該反應的H，其中正確的是( )A (4c+12b-6a-5d) kJmol-1 B (6a+5d-4c-12b) kJmol-1C (4c+12b-4a-5d) kJmol-1 D (4c+5d-4a-12b) kJmol-1【答案】B