第17讲 化学能与热能（2）

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1、专题五反应热与热化学方程式　一、知识整理　　1．反应热与焓变　　定义：化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量(或转换成相应的热量)来表述，叫做反应热，又称为“焓变”。符号：ΔH，单位：kJ/mol或kJ·mol－1　　许多化学反应的反应热可以通过量热计直接测量。　　2．常见的反应热和表示方法　　反应热用ΔH表示，其实是从体系的角度分析的。　　放热反应：体系环境，体系将能量释放给环境，体系的能量降低，因此，放热反应的ΔH＜0，为“－”。　　吸热反应：环境体系，体系吸收了环境的能量，体系的能量升高，因此，吸热反应的ΔH＞0，为“＋”。　　化学变化过程中的能量变化见下图：　　(1)常

2、见的反应热：中和热和燃烧热。　　①中和热：在稀溶液中，酸和碱发生中和反应生成1mol水时所释放的热量称为中和热。稀溶液中，强酸与强碱的中和反热为定值：57.3kJ/mol。　　②燃烧热：在101kPa时，1mol某物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。如C完全燃烧应生成CO2(g)，而生成CO(g)属于不完全燃烧；又如H2燃烧生成液态H2O，而不是气态水蒸气。　　③燃烧热与中和热的区别与联系：燃烧热中和热相同点能量变化放热反应ΔHΔH＜0，单位：kJ/mol不相同点反应条件101kPa在稀溶液中反应物的量1mol(O2的量不限)可能是1mol，也可能是0．5mol生成物的量不限量

3、H2O是1mol。反应热的含义1mol反应物完全燃烧时放出的热量；不同反应物燃烧热也不同。生成1molH2O时放出的热量；强酸与强碱反应的中和热大致相同，均约为57.3kJ/mol。　　(2)表示方法——热化学方程式：能既表明化学反应中物质的变化，又能表明能量的变化的化学方程式，叫做热化学方程式。　　3．反应热数据的用途　　(1)判断反应发生的难易；(2)计算燃料的用量。　　4．反应热的计算　　ΔH＝E(生成物的总能量)－E(反应物的总能量)　　ΔH＝E(反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量)－E(生成物分子化学键形成时所释放的总能量)二、重点知识解析　　1．化学反应中能量变化的原因　

4、　化学反应的本质：旧的化学键断裂和新的化学键生成。　　任何化学反应都有反应热，这是由于在化学反应过程中，反应物分子间相互作用时，旧的化学键断裂，需要吸收能量；当生成物分子生成时，新的化学键形成，需要放出能量。　　如果反应完成时，生成物释放的总能量比反应物吸收的总能量大，这是放热反应。对于放热反应，由于反应后放出能量(释放给环境)而使反应体系的能量降低。因此，规定放热反应的ΔH为“负”。　　反之，对于吸热反应，由于反应吸收能量(能量来自环境)而使反应体系的能量升高。因此，规定吸热反应的ΔH为“正”。　　当ΔH为“负”或ΔH＜0时，为放热反应；　　当ΔH为“正”或ΔH＞0时，为吸热反应。　

5、　结论：根据质量守恒定律和能量守恒定律，特定反应的反应热等于反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量与生成物分子化学键形成时所释放的总能量之差。　　即ΔHE反应物分子化学键总键能－E生成物分子化学键总键能　　2．书写热化学方程式的注意事项　　(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ΔH不同。对于25℃、101kPa时进行的反应可以不注明。　　(2)要注明反应物和生成物的状态。(不同状态，物质中贮存的能量不同)。　　如：H2(g)＋O2(g)H2O(g)ΔH＝－241.8kJ/molH2(g)＋O2(g)H2O(1)ΔH＝－285.8kJ/mol　　(3)热化学方程式各物质

6、前的化学计量数不表示分子个数只表示物质的量，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ΔH也不同。　　如：H2(g)＋Cl2(g)2HCl(g)ΔH＝－184.6kJ/molH2(g)＋Cl2(g)HCl(g)ΔH＝－92.3kJ/mol　　3．盖斯定律　　化学反应的反应热与反应途径没有关系，只与反应的始态和末态/终态有关。不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。即化学反应的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，即为盖斯定律。三、典型例题解析　　【例1】下列热化学方程式中，ΔH能正确表示物质的燃烧热的是A．CO(g)＋O2(g)C

7、O2(g)ΔH＝－283.0kJ/molB．C(s)＋O2(g)CO(g)ΔH＝－110.5kJ/molC．H2(g)＋O2(g)H2O(g)ΔH＝－241.8kJ/molD．2C8H18(l)＋25O2(g)16CO2(g)＋18H2O(l)ΔH＝－11036kJ/mol　　【知识点】热化学方程式的含义　　【能力层次】理解　　【答案】A　　【思路解析】A本题旨在考查燃烧热的定义，答案B不是物质完全燃烧生成稳定的氧化物，答案C生成物H2O(g)