高中化学燃烧热化学反应热的计算(提高)知识讲解学案新人教版选修4.doc

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1、拼十年寒窗挑灯苦读不畏难；携双亲期盼背水勇战定夺魁。如果你希望成功，以恒心为良友，以经验为参谋，以小心为兄弟，以希望为哨兵。燃烧热化学反应热的计算【学习目标】　　1、了解燃烧热、中和热的概念，并能进行简单的计算；　　2、了解化学在解决能源危机中的重要作用。知道节约能源、提高能量利用效率的实际意义；　　3、知道盖斯定律，能用盖斯定律进行反应热的简单计算。【要点梳理】要点一、反应热的类型1、燃烧热：在101kPa时，1mol物质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。燃烧热的单位一般用

2、kJ/mol表示。　　要点诠释：燃烧热是反应热的一种形式。使用燃烧热的概念时要理解下列要点。　　①规定是在101kPa压强下测出热量。书中提供的燃烧热数据都是在101kPa下测定出来的。因为压强不同，反应热有所不同。　　②规定可燃物的物质的量为1mol(这样才有可比性)。因此，表示可燃物的燃烧热的热化学方程式中，可燃物的化学计量数为1，其他物质的化学计量数常出现分数。例如，C8H18的燃烧热为5518kJ/mol，用热化学方程式表示则为　　C8H18(l)+O2(g)=8CO2(g)+9H2O(l

3、)　△H=－5518kJ/mol　　③规定生成物为稳定的氧化物．例如C→CO2、H→H2O(l)、S→SO2等。　　　C(s)+O2(g)=CO2(g)　　△H=－393.5kJ/mol2、中和热：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O，这时的反应热叫中和热。　　中和热的表示：H＋(aq)+OH－(aq)=H2O(l)　△H=－57.3kJ/mol。　　要点诠释：　　①这里的稀溶液一般要求酸溶液中的c(H＋)≤1mol/L，碱溶液中的c(OH－)≤1mol/L。这是因浓酸溶液和浓碱溶液

4、相互稀释时会放出热量。　　②强酸与强碱的中和反应其实质是H＋和OH－反应(即与酸、碱的种类无关)，通过许多次实验测定，1molH＋和1molOH－反应生成1molH2O时，放出热量57.3kJ。其热化学方程式为　　H＋(aq)+OH－(aq)=H2O(l)；△H=－57.3kJ/mol　　因此，所有中和反应的△H相同，都为－57.3kJ/mol。　　③中和热是以生成1molH2O为基准，因为表示中和热的热化学方程式中，水的化学计量数为1，其酸、碱或盐的化学计量数可以为分数；中和反应对象为稀溶液；强

5、酸与强碱中和时生成1molH2O均放热57.3kJ，弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。【高清课堂：燃烧热化学反应热的计算】要点诠释：比较燃烧热与中和热　　燃烧热中和热相同点能量变化放热反应△H△H<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H2O是1mol反应热的含义生成1molH21mol反应物完全燃烧时放出的热量；不同反应物燃烧热也不同。O时放

6、出的热量；不同反应物的中和热大致相同，均约为57.3kJ/mol。要点二、能源1、含义：　　能源就是能提供能量的自然资源，它包括化石燃料、阳光、风力、流水、潮汐及柴草等等。我国目前使用的主要能源是化石燃料。2、我国能源的现状　　(1)主要是化石燃料蕴藏量有限，而且不能再生，最终将枯竭。　　(2)能源利用率低，浪费严重。　　(3)能源储量丰富，我国的人均能源拥有量较低。　　(4)近年来能源的总消费量与人均消费量情况呈下降趋势，但是，仍然出现了能源危机问题。3．新能源　　类型：太阳能、生物能、风能、氢

7、能、地热能、海洋能和生物质能等。　　特点：资源丰富，可以再生，没有污染或很少污染。要点三、盖斯定律1、盖斯定律的内容　　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。换句话说，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。2、盖斯定律直观化　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　△H＝△H1+△H23、盖斯定律的应用　　(1)有些化学反应进行很慢或不易直接发生，很难直接测得这些反应的反应热，可通过盖斯定律获得它们的反应热数据。 　　例如：C(s)＋0.

8、5O2(ｇ)=CO(g)　　上述反应在O2供应充分时，可燃烧生成CO2；O2供应不充分时，虽可生成CO，但同时还部分生成CO2。因此该反应的△H无法直接测得。但是下述两个反应的△H却可以直接测得：　　　　C(s)＋O2(g)=CO2(g)  △H1=-393.5kJ/mol　　　　CO(g)＋0.5O2(g)＝CO2(g)　△H2＝-283.0kJ/mol　　　　根据盖斯定律，就可以计算出欲求反应的△H。 　　　　分析上述反应的关系，即知　　　　△H1＝△H2＋△H3　　　　△H3