2011年高考化学一轮讲练析精品学案
第10讲 反应热
考点解读
1、了解化学反应中能量变化的实质,知道化学能与热能的转化是化学反应中能量转化的主要形式。
2、认识能源是人类生存和发展的重要基础,知道节约能源、提高能量利用效率的实际意义。
3、了解焓变与反应热涵义。明确ΔH = H(反应产物)-H(反应物)。
4、理解盖斯定律,并能运用盖斯定律进行有关反应焓变的简单计算。
知识体系
一、反应热与热化学方程式:
1、反应热:化学反应都伴有能量的变化,常以热能的形式表现出来,有的反应放热,有的反应吸热。反应过程中放出或吸收的热叫做反应热。反应热用符号△H表示,单位是kJ/mol或(kJ·mol-1)。放热反应的△H为“-”,吸热反应的△H为“+”。反应热(△H)的确定常常是通过实验测定的。
注意:在进行反应热和△H的大小比较中,反应热只比较数值的大小,没有正负之分;而比较△H大小时,则要区别正与负。
2H2(g)+O2(g)=2H2O(g);△H1=-a kJ·mol-1 反应热:a kJ·mol-1,△H:-a kJ·mol-1
2H2(g)+O2(g)=2H2O(l);△H2=-b kJ·mol-1 反应热:b kJ·mol-1,△H:-b kJ·mol-1
a与b比较和△H1与△H2的比较是不一样
2、影响反应热大小的因素
①反应热与测定条件(温度、压强等)有关。不特别指明,即指25℃,1.01×105Pa(101kPa)测定的。中学里热化学方程式里看到的条件(如:点燃)是反应发生的条件,不是测量条件。
②反应热的大小与物质的集聚状态有关。
③反应热的大小与物质的计量数有关。
在反应:2H2(g)+O2(g)=2H2O(g);△H1=-a kJ·mol-1中,2molH2燃烧生成气态水放出的热量a kJ,该反应的反应热是a kJ·mol-1,该反应的△H是-a kJ·mol-1。注意这三个单位。
3、书写热化学方程式注意事项:
a. 注明反应的温度和压强(若在101kPa和298K条件下进行,可不予注明),注明△H的“+”与“-”,放热反应为“-”,吸热反应为“+”。
b. △H写在方程式右边,并用“;”隔开。
c. 必须标明物质的聚集状态(气体用“g”,液体用“l”,固体用“s”,溶液用“aq”)。若用同素异形体要注明名称。
d. 各物质前的计量系数不表示分子数目只表示物质的量的关系。△H与计量数成正比关系。同样的反应,计量系数不同,△H也不同,例如:
2H2(g)+O2(g)=2H2O(g);△H=-483.6kJ·mol-1
H2(g)+
上述相同物质的反应,前者的△H是后者的两倍。
燃烧热和中和热: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。在稀溶液里,酸跟碱发生中和反应而生成1mol 液态H2O,这时的反应热叫做中和热。燃烧热的热化学方程式强调燃烧物前的计量数为1,中和热强调热化学方程式中水前的计量数为1。燃烧热要强调生成稳定的氧化物,如:生成液态水。
如:H2的燃烧热的热化学方程式:H2(g)+
中和热的热化学方程式:
NaOH(aq)+
二、化学反应与物质的能量
1、放热反应:反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量,热量的多少等于反应物具有的总能量与生成物具有的总能量的差值。常见的放热反应有:燃烧、中和反应、常温下能自发发生的绝大多数的各类反应。
2、吸热反应:反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量,热量的多少等于生成物具有的总能量与反应物具有的总能量的差值。常见的吸热反应有:水解反应、结晶水合物失水的反应、碳与二氧化碳或与水蒸气的反应等
物质的能量越低,性质就越稳定;物质的能量越高,性质就越活泼。物质的化学能是化学键的能
量,通过化学键的键能可计算反应热。
如:反应H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g);△H。△H == E(H-H)+E(Cl-Cl)-2E(H-Cl)。
3、盖斯定律:化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关,而与具体反应进行的途径无关。这就是盖斯定律。利用盖斯定律可以间接计算反应热。
例如:C(s)+O2(g)=CO2(g);△H1
C(s)+
依盖斯定律有:△H1=△H2+△H3。
基础过关