第一章《化学反应与能量转化》复习.ppt

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1、化学反应原理第一章化学反应与能量转化复习第1部分热化学【考点】1、建立化学反应中能量转化的观点，了解吸热反应和放热反应2、书写热化学方程式应该注意的问题3、焓变的计算盖斯定律生成物反应物能量图1吸收热量放出热量反应过程中能量变化曲线图：生成物图2反应物能量△H﹥0△H﹤0从总能量上看：∆H=H生成物-H反应物定量测定热化学方程式定量计算根据盖斯定律化学反应的热效应反应热反应的焓变等温等温、等压一、反应热1.化学上规定，当化学反应在一定的温度下进行时，反应吸收或释放的热量为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。2.符号：用Q表示Q>0，表示吸热；Q<0，表示放热；3.用于测量反应热的仪器称为量热

2、计。由内外两个筒组成，内筒是反应容器，外筒起保温作用。4.列举常见的吸热反应和放热反应⑴常见的放热反应①燃烧反应。如C、CO、C2H5OH等到的燃烧②酸碱中和反应。如2KOH+H2SO4＝K2SO4+2H2O③活泼金属与水或酸的反应。如2Al+6HCl＝2AlCl3+3H2↑④多数化合反应。如Na2O+H2O＝2NaOH，SO3+H2O=H2SO4⑵常见的吸热反应①多数分解反应，如CaCO3CaO+CO2↑②铵盐与碱的反应，如：2NH4Cl（s）+Ba(OH)2·8H2O（s）＝BaCl2+2NH3↑+10H2O③C(s)+H2O(g)CO+H2④CO2+C2CO高温高温高温焓：物质本身所具有

3、的能量用焓来表示符号：H焓变H反应物H生成物-△H=∆H<0时，为放热反应∆H>0时，为吸热反应二、化学反应的焓变焓焓反应物反应产物反应物△H>0△H<0反应反应反应产物化学反应中的焓变示意图影响焓及焓变大小的因素1、不同物质，H不同，△H也不同2、同一物质，物质的量越大，H也越大，△H也越大3、同一物质，H（气）>H（液）>H（固）例：书写热化学方程式，注意以下几点：(2)△H后要注明反应的温度，对于298K时进行的反应可以不注明温度；(1)热化学方程式要标明物质的状态：固体—s，液体—l，气体—g；水溶液中的溶质用aq表示(4)若方程式中各物质系数加倍，则∆H数值也加倍，若反应逆向进行，则

4、符号也要变(3)△H单位是J·mol-1或KJ·mol-1已知在1×105Pa，298K条件下，4g氢气燃烧生成水蒸气放出484kJ热量,下列热化学方程式正确的是（）A.H2O(g)=H2(g)＋1/2O2(g)△H＝+242kJ·mol-1B.2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)△H＝-484kJ·mol-1C.H2(g)＋1/2O2(g)=H2O(g)△H＝+242kJ·mol-1D.2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)△H＝+484kJ·mol-1A要点二　反应热大小的比较比较反应热的大小，一般从以下几个方面考虑：(1)是带“＋”“－”号比较，还是不带“＋”和“－”比较。(2)化

5、学计量数不同，反应热不同。如：H2(g)＋1/2O2(g)===H2O(l)ΔH1＝－akJ/mol2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)ΔH2＝－bkJ/molΔH1>ΔH2，a

6、H3+△H4+△H5反应物a生成物△H△H2△H1cb△H5△H4△H3对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变都是一样的，这一规律称为盖斯定律。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，则该反应的焓变即为这几个化学反应焓变的代数和。盖斯定律在生产和科学研究中有很重要的意义。有些反应的反应热虽然无法直接测得，但可通过间接的方法测定。已知：①C(s)＋O2(g)===CO2(g)，△H1＝－393.5kJ·mol－1②2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g)，△H2＝－566kJ·mol－1③TiO2(s)＋2Cl2(g)=TiCl4(s)＋O2(g)，△H3＝＋

7、141kJ·mol－1则反应TiO2(s)＋2Cl2(g)＋2C(s)=TiCl4(s)＋2CO(g)的焓变可以由____________得到，所以该反应的△H＝△H3+2△H1-△H2③+①×2-②=486kJ·mol－1练习：B要得到N2H4(g)＋NO2(g)===N2(g)＋2H2O(g)②－①÷2＝-534-67.7÷2得：ΔH＝－567.85kJ/mol。第2部分电化学【考点】电解原理