高中化学《化学反应热的计算》学案12 新人教版选修4VIP专享VIP免费

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＝－akJ·mol－1反应热：akJ·mol－1，△H：－akJ·mol－12H2(g)＋O2(g)=2H2O(l)；△H2＝－bkJ·mol－1反应热：bkJ·mol－1，△H：－bkJ·mol－1a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＝－akJ·mol－1中，2molH2燃烧生成气态水放出的热量akJ，该反应的反应热是akJ·mol－1，该反应的△H是－akJ·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－1H2(g)＋O2(g)＝H2O(g)；△H＝－241.8kJ·mol－1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)＋O2(g)＝H2O(l)；△H＝－286kJ·mol－1中和热的热化学方程式：NaOH(aq)＋H2SO4(aq)＝Na2SO4(aq)＋H2O(l)；△H＝－57.3kJ·mol－1二、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)；△H1C(s)＋O2(g)＝CO(g)；△H2CO(g)＋O2(g)＝CO2(g)；△H3依盖斯定律有：△H1＝△H2＋△H3。基础过关第1课时化学反应的焓变1．定义：化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以热量（或转换成相应的热量）来表示，称为焓...