《化学反应与能量》知识点VIP免费

《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＜0A(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＜0S(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＜0C(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℃，101kPa时，1mol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1molH2O，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/mol3．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＜0ΔH＞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...