《化学反应与能量》知识点.doc

《化学反应与能量》知识点
一、反应热与焓变
1．反应热
(1)反应热的概念、表示方法
①概念：当化学反应在一定 下进行时，反应所 的热量。
②表示方法：用Q表示，若 表示吸热，若 表示放热。
2．焓与焓变
(1)焓
用于描述 的物理量，符号 。
(2)焓变(ΔH)
反应产物的 与反应物的 之差。即ΔH＝ 。
(3)焓变(ΔH)与反应热(Q)的关系
对于等温、 条件下的化学反应，如果反应中物质的能量全部转化为 (没有转化为 等其他形式的能)，则反应前后物质的 等于该反应的反应热。即ΔH＝ 。
(4)吸热反应和放热反应的比较

放热反应
吸热反应
定义
放出热量的化学反应
吸收热量的化学反应
形成原因
反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量
反应物具有的
总能量小于生
成物具有的总
能量
表示方法
ΔH＜0
ΔH＞0
图示

与化学键强弱的关系
生成物分子成键时释放出的总能量大于反应物分子断键时吸收的总能量
生成物分子成键时释放的总能量小于反应物分子断键时吸收的总能量

3、反应热的计算
（1）根据能量来算
ΔH＝∑（生成物）-∑（反应物）
(2)根据键能数据(E )计算
ΔH＝E(反应物)－E (生成物)
(3)根据实验数据计算
ΔH＝Q＝C×Δt(C代表溶液及量热计的总热容，单位J/℃)或ΔH＝Q＝cm×Δt[c代表反应物的比热容，单位J/(g·℃)]
(4)根据热化学方程式计算
反应热与反应物或生成物的物质的量成正比。
（5） 利用盖斯定律计算
4、反应热的比较
(1)同一反应中，生成物状态不同
如A(g)＋B(g)===C(g)　ΔH1＜0 A(g)＋B(g)===C(l)　ΔH2＜0
因为产物C(g)比C(l)所含能量多，反应放出的热量少，所以ΔH1＞ΔH2。(注意：放热越多，ΔH越小)
(2)同一反应中，反应物状态不同
如S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH1＜0 S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH2＜0
因为反应物S(g)比S(s)所含能量多，反应放出的热量就多，所以ΔH1＜ΔH2。
（3） 一定质量的物质完全与不完全燃烧
C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＜0 C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH2＜0
因为C完全燃烧比不完全燃烧放出的热量多，所以ΔH1＜ΔH2。
二、热化学方程式
1.概念:表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式.
2.意义:既能表示化学反应中的物质变化,又能表示化学反应中的能量变化.
[总结]书写热化学方程式注意事项:
（1）热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
（2）反应物和生成物要标明其聚集状态，用g、l、s分别代表气态、液态、固态。
（3）方程式右端用△H 标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。
（4）热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，只表示物质的量，因此可以是整数或分数。
（5）对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H 也不同，即△H 的值与计量数成正比,当化学反应逆向进行时,数值不变,符号相反。
三、燃烧热
1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：
① 燃烧的条件是在101kPa；
② 标准燃烧热:燃料是以1mol作为标准，因此书写热化学方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表示；
③ 物质燃烧都是放热反应，所以表达物质燃烧时的△H均为负值；
④ 燃烧要完全:C元素转化为CO2，而不是CO；H元素转化为H2O(l)，而不是H2O(g), N元素转化为N2。
四、中和热
1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：
H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol
3．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。
4．中和热的测定实验
①仪器： 。
②原理：恒温、恒压下，ΔH＝Q＝－ ，式中c代表仪器和反应混合
物的比热容，单位是J/(g·℃)。
五、反应热、中和热、燃烧热的比较

反应热
中和热
燃烧热
含义
化学反应过程中放出或吸收的热量
在稀溶液中，强酸和强碱发生中和反应而生成1 mol H2O（l）时所放出的热量
在101 kPa时，1 mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量
反应特点
任何反应
中和反应
燃烧反应
物质状态
物质的状态要确定
稀溶液
生成物在常温下为稳定态
方程式配平标准
任意物质的量
以生成1 mol H2O（l）为标准
以燃烧1 mol 可燃物为标准
△H符号
放热取负值、吸热取正值
负值
负值
能量数值的描述
必须指出是放热还是吸热或使用正负值或用△H表示
直接描述热量的变化时不必再指明是放出的热量，可用△H表示
说明
①△H＝∑E（生成物）－∑E（反应物）②△H值与书写形式有关，单位一般是“kJ·mol－1”
①电离吸热、溶解时吸热或放热 ②稀强酸与稀强碱反应的中和热为57.3 kJ·mol－1
稳定的氧化物如CO2、SO2、H2O、P2O5等
①在中学阶段，如果不指明条件就默认为通常状况，比较△H的相对大小时要考虑其数值的“+”“－”的问题②用弱酸或弱碱的稀溶液进行中和反应时，每生成1 mol H2O（l）放出的热量小于57.3 kJ

六、盖斯定律
1．内容
不管化学反应是一步完成还是分几步完成，其反应热是 的。或者说，化学反应的反应热只与反应体系的 有关，而与反应的 无关。
2．理解
能量的释放或吸收是以 为基础的，二者密不可分，但以 为主。如果 没有变化，就不能引发 的变化。
3．应用：间接地计算难以直接测定的反应热。
4．盖斯定律的应用方法
(1)常用方法
①虚拟路径法：若反应物A变为生成物D，可以有两个途径：
a．由A直接变成D，反应热为ΔH；
b．由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。
如图所示：

则有：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。
②加合法：即运用所给方程式通过加减的方法得到所求热化学方程式。
实例：如已知下列两个热化学方程式：
①P4(s，白磷)＋5O2(g)===P4O10(s) ΔH1＝－2983.2 kJ/mol
ΔH2＝－738.5 kJ/mol

要写出白磷转化为红磷的热化学方程式可虚拟如下过程：

根据盖斯定律：ΔH＝ΔH1＋(－ΔH2)×4＝－2983.2 kJ/mol＋738.5 kJ/mol×4＝－29.2 kJ/mol
所以白磷转化为红磷的热化学方程式为
P4(s，白磷)===4P(s，红磷)　ΔH＝－29.2 kJ/mol
5．应用盖斯定律计算反应热时的注意事项
(1)热化学方程式同乘以某一个数时，反应热数值也必须乘上该数。
(2)热化学方程式相加减时，同种物质之间可相加减，反应热也随之相加减。
(3)将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”、“－”号必须随之改变。
已知下列热化学方程式：
①Fe2O3(s)＋3CO(g)===2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－25 kJ·mol－1
②3Fe2O3(s)＋CO(g)===2Fe3O4(s)＋CO2(g) ΔH＝－47 kJ·mol－1
则Fe3O4(s)被CO还原成Fe和CO2的热化学方程式为 (　　)
A．Fe3O4＋4CO===3Fe＋4CO2 ΔH＝－14 kJ·mol－1
B．Fe3O4(s)＋4CO(g)===3Fe(s)＋4CO2(g) ΔH＝－22 kJ·mol－1
C．Fe3O4(s)＋4CO(g)===3Fe(s)＋4CO2(g)ΔH＝＋14 kJ·mol－1
D．Fe3O4(s)＋4CO(g)===3Fe(s)＋4CO2(g)ΔH＝－14 kJ·mol－1
若已知热化学方程式：
③Fe3O4(s)＋CO(g)===3FeO(s)＋CO2(g)ΔH＝＋19 kJ/mol
④CO(g)＋O2(g) === CO2(g)ΔH＝－283.0 kJ/mol
(1)能否确定FeO(s)被CO还原成Fe和CO2的热化学方程式？
(2)Fe被O2氧化生成Fe3O4的热化学方程式应如何书写？