2019高考化學 考點必練 專題13 化學反應與能量知識點講解.doc

考點十三 化學反應與能量知識點講解 一．反應熱 焓變 1．定義：化學反應過程中吸收或放出的能 量都屬于反應熱，又稱為焓變（ΔH），單位kJ/mol。 解釋：舊鍵的斷裂：吸收能量 ；新鍵的形成：放出能量，某一化學反應是吸熱反應還是放熱反應取決于上述兩個過程能量變化的相對大小。吸熱：吸收能量>放出能量；放熱：吸收能量＜放出能量。 2. 化學反應中能量變化與反應物和生成物 總能量的關系 3． 放熱反應：放出熱量的化學反應，(放熱>吸熱)ΔH＜0；吸熱反應，吸收熱量的化學反應(吸熱>放熱) ΔH＞0。 【學習反思】 ⑴ 常見的放熱、吸熱反應： ①常見的放熱反應有 a 燃燒反應 b 酸堿中和反應 c活潑金屬與水或酸的反應 d大多數(shù)化合反應 ② 常見的吸熱反應有： a 氫氧化鋇晶體和氯化銨晶體混合發(fā)生反應 b CO2+C = 2CO c 大多數(shù)的分解反應 ⑵△H＜0時反應放熱；△H＞ 0時反應吸熱。 【概括總結】焓變　反應熱 在化學反應過程中，不僅有物質的變化，同時還伴有能量變化。 1．焓和焓變 焓是與物質內能有關的物理量。單位：kJmol－1，符號：H。 焓變是在恒壓條件下，反應的熱效應。單位：kJmol－1，符號：ΔH。 2．化學反應中能量變化的原因 化學反應的本質是反應物分子中舊化學鍵斷裂和生成物生成時新化學鍵形成的過程。 任何化學反應都有反應熱，這是由于在化學反應過程中，當反應物分子間的化學鍵斷裂時，需要克服原子間的相互作用，這需要吸收能量；當原子重新結合成生成物分子，即新化學鍵形成時，又要釋放能量。 ΔH＝反應物分子中總鍵能－生成物分子中總鍵能。 3．放熱反應與吸熱反應 當反應完成時，生成物釋放的總能量與反應物吸收的總能量的相對大小，決定化學反應是吸熱反應還是放熱反應。 (1)當ΔH為“－”或ΔH<0時，為放熱反應，反應體系能量降低。 (2)當ΔH為“＋”或ΔH>0時，為吸熱反應，反應體系能量升高。 4．反應熱思維模型： (1) 放熱反應和吸熱反應 放熱反應 吸熱反應 (2) 反應熱的本質 以H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g) ΔH＝－186 kJmol－1為例 E1：E(H—H)＋E(Cl—Cl) ； E2：2E(H—Cl) ；ΔH＝E1－E2 典例1（2019屆浙江省嘉興市高三上學期9月份考試）幾種物質的能量關系如下圖所示。下列說法正確的是 A． C(s)+O2(g)=CO2(g) △H =—965.1 kJmol-1 B． 2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) △H =-221.2 kJmol-1 C． 由圖可知，甲烷的燃燒熱為779.7 kJmol-1 D． 通常由元素最穩(wěn)定的單質生成生成1mol純化合物時的反應熱稱為該化合物的標準生成焓，由圖可知，CH4(g)的標準生成焓為+74.8 kJmol-1 【答案】B 二．熱化學方程式 1．概念：能表示參加反應的物質變化和能量變化的關系的化學方程式叫做熱化學方程式。 2．表示意義 (1)熱化學方程式不僅表明了化學反應中的物質變化，也表明了化學反應中的能量變化。 (2)熱化學方程式中的化學計量數(shù)，表示實際參加反應的反應物的物質的量和實際生成的生成物的物質的量。 (3)熱化學方程式中的反應熱與反應物、生成物的化學計量數(shù)相對應。 3．書寫熱化學方程式的注意事項 C(固) + H2O(氣) = CO(氣) + H2(氣) ΔH= +131.3 kJ/mol (1)標集聚狀態(tài)（固、液、氣） (2)右端標熱量數(shù)值和符號： 吸熱用“＋”，放熱用：“－”。 (3)系數(shù)單位是“摩”，而不是“個”；也不能表示物質的量之比。 (4)系數(shù)可用分數(shù)，但熱量值要相應變化。 如：2H2(氣) + O2(氣) = 2H2O(液) ΔH= －571.6 kJ/mol H2(氣) + 1/2 O2(氣) = H2O(液) ΔH= －285.8 kJ/mol (5)不注明條件，即指250C 、1.01105Pa 【拓展延伸】 1.比較“反應熱”或ΔH的大小時，必須帶“＋”“－”符號，比較“燃燒熱”或“中和熱”時，只需比較數(shù)值大小即可。 2．參加反應的物質的量不同，則反應熱的數(shù)值也會發(fā)生相應的變化，如1 mol H2完全燃燒生成液態(tài)水時放出285.8 kJ的熱量，2 mol H2完全燃燒生成液態(tài)水時則放出571.6 kJ的熱量。 3．對于可逆反應，如3H2(g)＋N2(g) 2NH3(g)　ΔH＝－92.4 kJ/mol，是指生成2 mol NH3時放出92.4 kJ的熱量，而不是3 mol H2和1 mol N2混合，在一定條件下反應就可放出92.4 kJ的熱量，實際3 mol H2和1 mol N2混合，在一定條件下反應放出的熱量小于92.4 kJ，因為該反應的反應物不能完全轉化為生成物。 4．同一反應中物質的聚集狀態(tài)不同，反應熱數(shù)值大小也不同。例如，S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH1＝－Q1；S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH2＝－Q2，可以理解成固態(tài)硫變成氣態(tài)硫后再發(fā)生變化，而由固態(tài)到氣態(tài)是需要吸收能量的，所以Q1＞Q2、ΔH1＜ΔH2。故當同一反應中只由于聚集狀態(tài)不同比較反應熱的大小時，反應物為固態(tài)時放出的熱量少，生成物為固態(tài)時放出的熱量多。 5. 反應物的量相同，生成物的狀態(tài)不同，反應熱數(shù)值大小也不相同。如： 例如： H2 (氣) + 1/2 O2 (氣) = H2O (g) ΔH= －241.8kJ/mol H2(氣) + 1/2 O2(氣) = H2O (l) ΔH= －285.8 kJ/mol 【拓展升華】 熱化學方程式是表示參加反應的物質的量與反應熱關系的化學方程式。熱化學方程式的書寫除了遵循書寫化學方程式的要求外，應側重從以下幾個方面予以考慮： 1．檢查ΔH符號的正誤 放熱反應的ΔH為“－”，吸熱反應的ΔH為“＋”，單位是kJ/mol，逆反應的ΔH與正反應的ΔH數(shù)值相同，符號相反。 2．檢查是否注明物質的聚集狀態(tài) 必須注明每種反應物和生成物的聚集狀態(tài)，同一個化學反應，物質的聚集狀態(tài)不同，ΔH數(shù)值不同。 3．檢查ΔH的數(shù)值與化學計量數(shù)是否對應 ΔH的大小與反應物的物質的量的多少有關，相同的反應，化學計量數(shù)不同時，ΔH不同。 4．特殊反應熱 書寫表示燃燒熱的熱化學方程式時，可燃物的化學計量數(shù)為1，產物應為完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物，如C燃燒生成CO2而不是CO、H2燃燒生成的是H2O(l)而不是H2O(g)。 典例2（江蘇省常州一中2019屆高三第一學期期初（8月）考試）下列依據(jù)熱化學方程式得出的結論正確的是 A． 已知2C(s)＋2O2(g)＝2CO2(g)　ΔH＝a，2C(s)＋O2(g)＝2CO(g)　ΔH＝b，則a＞b B． 已知NaOH(aq)＋HCl(aq)＝NaCl(aq)＋H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJmol－1，則含40.0g NaOH的稀溶液與稀醋酸完全中和，放出的熱量小于57.3 kJ C． 已知2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g)　ΔH＝－483.6 kJmol－1，則氫氣的燃燒熱為241.8 kJmol－1 D． 已知CH4(g)＋H2O(g)＝CO(g)＋3H2(g) ΔH=+206.1 kJmol–1，反應過程中使用催化劑，ΔH減小 【答案】B 三. 燃燒熱 1. 定義：在101 kPa時，1 mol純物質 完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的熱量，叫做該物質的燃燒熱。單位kJ/mol。 2. 在理解物質燃燒熱的定義時，要注意以下幾點： （1） 研究條件： 101 kPa，溫度通常是25℃。 （2）反應程度：完全燃燒，產物是穩(wěn)定的氧化物。 如H→H2O(l)而不是H2O(g)、C→CO2(g)而不是CO、S→SO2(g)而不是SO3。 （3） 燃燒熱是以1 mol可燃物作為標準來進行測定的，因此書寫表示燃燒熱的熱化學方程式時，應以1 mol可燃物為標準來配平其余物質的化學計量數(shù)，其他物質的化學計量數(shù)常出現(xiàn)分數(shù)。 （4） 燃燒熱的含義：H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)△H=-285.8kJ/mol，H2的燃燒熱為285.8kJ/mol所表示的含義： 。 特別提醒：因燃燒熱、中和熱是確定的放熱反應，具有明確的含義，故在表述時不用帶負號，如CH4的燃燒熱為890KJ/mol。強酸與強堿反應的中和熱為57.3kJ/mol。 典例3（2019屆黑龍江省牡丹江市第一高級中學高三10月月考）一些烷烴的燃燒熱如下表： 下列表達正確的是(　　) A． 乙烷燃燒的熱化學方程式為2C2H6(g)＋7O2(g)===4CO2(g)＋6H2O(g)　ΔH＝－1560.8 kJmol－1 B． 穩(wěn)定性：正丁烷>異丁烷 C． 正戊烷的燃燒熱大于3531.3 kJmol－1 D． 相同質量的烷烴，碳的質量分數(shù)越大，燃燒放出的熱量越多 【答案】C 越穩(wěn)定，穩(wěn)定性：正丁烷<異丁烷，B項錯誤；C項，正戊烷和2—甲基丁烷互為同分異構體，根據(jù)正丁烷的燃燒熱>異丁烷的燃燒熱知，互為同分異構體的化合物支鏈多的燃燒熱小，正戊烷的燃燒熱>2—甲基丁烷的燃燒熱，正戊烷的燃燒熱大于3531.3kJ/mol，C項正確；D項，隨著碳原子數(shù)的增多烷烴含碳質量分數(shù)逐漸增大，1gCH4、C2H6、C3H8完全燃燒放出的熱量依次為55.64kJ（890.3kJ16=55.64kJ）、52.03kJ（1560.8kJ30=52.03kJ）、50.49kJ（2221.5kJ44=50.49kJ），可見相同質量的烷烴，碳的質量分數(shù)越大，燃燒放出的熱量越少，D項錯誤。 四. 中和熱 1. 定義：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應，生成1mol水時的反應熱叫做中和熱。 2. 中和熱的表示：H+(aq) +OH-(aq)=H2O (l)；△H=-57.3kJ／mol。 3. 要點 ①條件：稀溶液。 ②反應物：（強）酸與（強）堿。中和熱不包括離子在水溶液中的生成熱、電解質電離的吸熱所伴隨的熱效應。 ③生成1mol水，中和反應的實質是H+和OH-化合生成 H20，若反應過程中有其他物質生成，這部分反應熱也不在中和熱內。④放出的熱量：57.3kJ/mol。 典例4（2019屆黑龍江省鶴崗市第一中學高三上學期第一次月考）下列說法正確的是 ( ) A． CH4(g)+2O2(g)＝CO2(g)+2H2O(g)△H=-801.3kJ?mol-1 結論：CH4的燃燒熱為801．3kJ/mol B． 稀溶液中有H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)△H=-57.3kJ/mol 結論：將鹽酸與氨水的稀溶液混合后，若生成1mol H2O，則會放出57．3kJ的能量 C． Sn(s，灰)?＜13.2℃＞13.2℃Sn(s，白)ΔH＝+2.1kJ/mol (灰錫為粉末狀) 結論：錫制品在寒冷的冬天因易轉化為灰錫而損壞 D． C(s，石墨)+O2(g)=CO2(g) ，C(s，金剛石)+O2(g)=CO2(g) ΔH＝－395kJ/mol 結論：相同條件下金剛石性質比石墨穩(wěn)定 【答案】C 五. 燃燒熱和中和熱的區(qū)別與聯(lián)系 相同點 燃燒熱 中和熱 能量變化 放熱反應 ΔH ΔH<0 , 單位 kJ/mol 不 同 點 反應物的量 可燃物為1mol 可能是1mol也可以是0.5mol(或不限) 生成物的量 不限量 H2O 1mol 反應熱的含義 1mol反應物完全燃燒時放出的熱量;不同的物質燃燒熱不同 酸堿中和生成1molH2O時放出的熱量,強酸強堿間的中和反應中和熱大致相同,均約為57.3kJ/mol （2） 中和熱的測定步驟： ① 用大、小燒杯、泡沫塑料、溫度計和環(huán)形 攪拌棒組裝反應裝置。(也可在保溫杯中進行) ② 用量筒量取50mL0.5mol的鹽酸倒入小燒杯中并用溫度計測量溫度，記入下表。 ③ 用另一量筒量取50mL0.55mol的NaOH溶液并測量溫度，記入下表。 ④ 把溫度計和環(huán)形攪拌棒放入小燒杯的鹽酸中，并把量筒中的NaOH溶液一次倒入小燒杯，用環(huán)形攪拌棒輕輕攪動溶液，并準確讀取混合溶液的最高溫度，記為最終溫度， 記入下表。 ⑤ 重復實驗兩次，取測量所得數(shù)據(jù)的平均 值作為計算依據(jù)。 　　 ⑥ 根據(jù)實驗數(shù)據(jù)計算中和熱。（具體計算不 要求）在理解中和熱的概念時，要注意以下幾點：①研究條件：稀溶液（常用aq來表示稀溶液）； ②反應物：酸與堿 ； ③生成物及其物質的量：1 mol H2O； ④放出熱量：ΔH<0 單位：kJ/mol。 在書寫物質在溶液中發(fā)生化學反應的方程式時，我們常用aq來表示稀溶液，稀溶液是指溶于大量水的離子。中和熱不包括離子在水溶液中的生成熱、物質的溶解熱、電解質電離的吸熱所伴隨的熱效應。 典例5（2019屆黑龍江省鶴崗市第一中學高三上學期第一次月考）Ⅰ） （1）實驗中能觀察到的現(xiàn)象是____________________。（選填代號） A．試管中鎂片逐漸溶解 B．試管中產生無色氣泡 C．燒杯外壁變冷 D．燒杯底部析出少量白色固體 （2）由實驗推知，MgCl2溶液和H2的總能量________（填“大于”“小于”“等于”）鎂片和鹽酸的總能量。 Ⅱ）用50mL0.50mol/L鹽酸與50mL0.55mol/LNaOH溶液在如圖所示的裝置中進行中和反應。通過測定反應過程中所放出的熱量可計算中和熱?；卮鹣铝袉栴}： （1）從實驗裝置上看，圖中尚缺少的一種玻璃用品是___________，除此之外還有一處錯誤的是____________________。 （2）大燒杯上如不蓋硬紙板，求得的中和熱數(shù)值（絕對值）__________（填“偏大、偏小、無影響”）。 Ⅲ）（1）煤燃燒的反應熱可通過以下兩個途徑來利用：a.利用煤在充足的空氣中直接燃燒產生的反應熱；b.先使煤與水蒸氣反應得到氫氣和一氧化碳，然后使得到的氫氣和一氧化碳在充足的空氣中燃燒。這兩個過程的熱化學方程式為： a． C（s）＋O2（g）===CO2（g） ΔH＝E1 ① b．C（s）＋H2O（g）===CO（g）＋H2（g）ΔH＝E2 ② H2（g）＋1/2O2（g）===H2O（g）ΔH＝E3 ③ CO（g）＋1/2O2（g）===CO2（g）ΔH＝E4 ④ 請表達E1、E2、E3、E4之間的關系為E2＝_________________。 （2）如圖所示在常溫常壓下，1摩爾NO2 和1摩爾CO完全反應生成CO2和NO過程中能量變化示意圖，請寫出NO2和CO反應的熱化學方程式：___________________。 （3）化學反應的焓變與反應物和生成物的鍵能有關。已知某些化學鍵的鍵能如下表所示： 共價鍵 H—H Cl—Cl H—Cl 鍵能/（kJmol－1） 436 247 434 則反應：H2（g）+Cl2（g）=2HCl（g）的焓變ΔH ＝ ____________________。 【答案】A B D小于環(huán)形玻璃攪拌棒小燒杯口和大燒杯口沒有平齊（其它合適答案給分）偏小E2＝E1－E3－E4NO2（g）+CO（g）=NO（g）+CO2（g） ΔH＝－234 kJmol－1ΔH ＝－185 kJmol－1 Ⅱ)(1)由量熱計的構造可知該裝置的缺少儀器是環(huán)形玻璃攪拌棒；中和熱測定實驗成敗的關鍵是保溫工作，內外燒杯為一樣高，否則，熱量散失大； (2)大燒杯上如不蓋硬紙板，會有一部分熱量散失，求得的中和熱數(shù)值將會減?。? Ⅲ)(1)①C(s)+O2(g)═CO2(g)△H=E1，③H2(g)+12O2(g)═H2O(g)△H=E3，④CO(g)+12O2(g)═CO2(g)△H=E4，根據(jù)蓋斯定律，①-③-④可得：C(s)+H2O(g)═CO(g)+H2(g)，故E2=E1-E3-E4； (2)由圖可知，1摩爾NO2和1摩爾CO完全反應生成CO2和NO放出熱量為(368-134)kJ=234kJ，反應熱化學方程式為：NO2(g)+CO(g)═NO(g)+CO2(g)△H=-234 kJ?mol-1； (3)反應熱=反應物總鍵能-生成物總鍵能，故反應：H2(g)+Cl2(g)═2HCl(g)的焓變△H=436kJ/mol+247kJ/mol-2434kJ/mol=-185kJ/mol。 六. 反應熱的計算 1. 蓋斯定律的內容:不管化學反應是一步完成或分幾步完成,其反應熱相同。換句話說,化學反應的反應熱只與反應體系的始態(tài)和終態(tài)有關,而與反應的途徑無關。 歸納總結：反應物A變?yōu)樯晌顳，可以有兩個途徑： ① 由A直接變成D，反應熱為△H； ② 由A經(jīng)過B變成C，再由C變成D，每步的反應熱分別為△H1、△H2、△H3。 如下圖所示： 則有△H=△H1+△H2+△H3 蓋斯定律在生產和科學研究中有很重要的意義。有些反應的反應熱雖然無法直接測得，但利用蓋斯定律不難間接計算求得。 【深度講解】應用蓋斯定律進行簡單計算的注意事項： ⑴ 當反應方程式乘以或除以某數(shù)時，△H也應乘以或除以該數(shù)。 ⑵ 反應方程式進行加減時，△H也同樣進行加減運算，且計算過程中要帶“+”“-”。 ⑶ 運用蓋斯定律進行計算并比較反應熱的大小時，同樣要把△H看做一個整體。 ⑷ 在設計的反應過程中常會遇到同一物質固、液、氣三態(tài)的變化，狀態(tài)由固到液到氣變化時，會吸熱；反之會放熱。 ⑸ 當設計的反應逆向進行時，其反應熱與正反應的反應熱數(shù)值相等，符號相反。運用蓋斯定律關鍵在于分析總反應可由哪些中間過程構成，化簡要細心，計算時△H（帶“+”“-”）也要參與運算。 ⑹ 不論一步進行還是分步進行，始態(tài)和終態(tài)完全一致，蓋斯定律才成立。 ⑺ 某些物質只是在分步反應中暫時出現(xiàn)，最后應該恰好消耗完。 典例6（2019屆黑龍江省牡丹江市第一高級中學高三10月月考）已知反應： ①H2(g)＋12O2(g)===H2O(g)　ΔH1②12N2(g)＋O2(g)===NO2(g)　ΔH2 ③12N2(g)＋32H2(g)===NH3(g)　ΔH3,則反應2NH3(g)＋72O2(g)===2NO2(g)＋3H2O(g)的ΔH為(　　) A． 2ΔH1＋2ΔH2－2ΔH3 B． ΔH1＋ΔH2－ΔH3 C． 3ΔH1＋2ΔH2－2ΔH3 D． 3ΔH1＋2ΔH2＋2ΔH3 【答案】C 2．根據(jù)反應物和生成物的鍵能計算反應熱： ΔH=反應物的總鍵能—生成物的總鍵能 【深度解讀】 ⑴ 計算時一定要注意是什么化學鍵，單鍵還雙鍵，一個分子中有多少個共價鍵。如1molSi晶體中含有2molSi-Si共價鍵。 ⑵ 有時還要利用題目中的條件構造一個新的熱化學方程式或關系式，如可根據(jù)燃燒熱的定義，寫出熱化學方程式，再結合題目中的熱化學方程式，利用蓋斯定律進行計算。 3．應用 蓋斯定律:不管化學反應是一步完成或分 幾步完成,其反應熱是相同。換句話說，化學反應的反應熱只與反應體系的始態(tài)和終態(tài)有關，而與反應的途徑無關。因為有些反應進行得很慢,有些反應不容易直接發(fā)生，這給測定反應熱造成了困難.此時如果應用蓋斯定律，就可以間接地把它們的反應熱計算出來。 典例7（2019屆遼寧省阜新市海州高級中學高三第一次月考）白磷與氧氣可發(fā)生如下反應:P4+5O2=P4O10已知斷裂下列化學鍵需要吸收的能量分別為:P—P a kJmol-1、P—O b kJmol-1、P=O c kJmol-1、O=O d kJmol-1。根據(jù)圖示的分子結構和有關數(shù)據(jù)估算該反應的ΔH，其中正確的是( ) A． (4c+12b-6a-5d) kJmol-1 B． (6a+5d-4c-12b) kJmol-1 C． (4c+12b-4a-5d) kJmol-1 D． (4c+5d-4a-12b) kJmol-1 【答案】B