2022年2022年高中化學必修二第二章《化學反應與能量》專題復習策略

1、精選學習資料 - - - 歡迎下載新課標人教版高中化學必修二其次章化學反應與能量專題復習策略能量的觀點貫穿于高中化學學習的始終,為學習高中化學的一條主線,也為聯(lián)系理.化.生三高?？频募~帶之一；二輪復習中,我們應當緊扣新課標,瞄準新高考,提煉學問要點難 點,精講精練,使同學運用本專題學問分析問題,解決問題的才能得到進一步升華；下面我 從五個方面談一下本專題的復習策略；一.考綱要求1懂得化學反應中的能量變化與化學鍵變化的關系；2懂得吸熱反應.放熱反應與反應物及生成物能量的關系；3明白熱化學方程式的含義4熟悉能源為人類生存和進展的重要基礎,知道節(jié)省能源.提高能量利用效率的實際意義；5明白焓變與反應熱

2、涵義；6懂得蓋斯定律,并能運用蓋斯定律進行有關焓變的簡潔運算；7以上各部分學問與技能的綜合應用；二.命題趨向關于本專題, 近幾年高考中顯現(xiàn)的主要題型有（1）熱化學方程式的書寫及正誤判定； （2）反應熱的運算；（3）比較反應熱的大小； （ 4）反應熱與能源的綜合考查；目前,能源問題已成為社會普遍關注的焦點,有關能源的試題也必將成為今后高考命題的熱點；此外,燃燒熱和中和熱的概念及運算仍將為高考考查的重點；以上內容在挑選題.填空題.試驗題中均可表達,重點考查同學敏捷運用學問.接受新學問的才能；新課標關注能源.關注能量利用效率,今年又為各地降低能耗,進展低碳經濟的一年,估量與實際相聯(lián)系節(jié)省能源的試題可

3、能顯現(xiàn)；新課標明確了焓變與反應熱的關系,極有可能顯現(xiàn)運用蓋斯定律進行有關反應焓變的簡潔運算；三.要點回憶1.一種化學方程式熱化學方程式書寫熱化學方程式應留意以下幾點：h<0 或 h 為“”時,該反應為放熱反應； h0 或 h 為“ +”時,該反應為吸熱反應；注明各物質的集合狀態(tài),用s.l .g 分別表示固態(tài).液態(tài).氣態(tài)；注明反應溫度和壓強；如為常溫常壓,可省略；精品學習資料精選學習資料 - - - 歡迎下載熱化學方程式中各物質的化學計量數(shù)只表示其物質的量可以為分數(shù),且化學計量數(shù)不同時, h 也不同；2.兩類反應吸熱反應.放熱反應從能量守恒的觀點來看,反應熱 h = 生成物具有的能量總和

4、- 反應物具有的能量總和；如生成物具有的能量總和反應物具有的能量總和,即 h<0,就該反應為放熱反應； 如生成物具有的能量總和反應物具有的能量總和,即 h0,就該反應為吸熱反應；從化學反應的實質來看,反應熱由舊化學鍵斷裂吸取的能量和新化學鍵形成釋放的能量打算,即 h=舊化學鍵斷裂吸取的能量總和新化學鍵形成釋放的能量總和；如舊化學鍵斷裂吸取的能量總和新化學鍵形成釋放的能量總和,反應吸熱；如舊化學鍵斷裂吸取的能量總和新化學鍵形成釋放的能量總和,反應放熱；一般來說,放熱反應有金屬與酸的反應.物質的燃燒.中和反應.大多數(shù)化合反應.鋁熱反應等；吸熱反應有大多數(shù)分解反應,氫氧化鋇晶體與氯化銨的反應.

5、碳與水蒸氣及co2的反應等；3.三個概念反應熱.燃燒熱.中和熱 反應熱 ：在化學反應過程中反應本身放出或吸取的熱量；在恒溫恒壓條件下的反應熱用 h 表示,單位為 kj/mol,并規(guī)定放熱反應 h<0,吸熱反應 h>0；比較化學反應中的能量變化時,需留意為僅比較數(shù)值仍為比較 h,后者需要考慮“ +”“”符號； 燃燒熱 ：在 25.101 kpa 時,1 摩爾可燃物完全燃燒生成穩(wěn)固的氧化物時所釋放的熱量；燃燒熱為反應熱的一種,使用燃燒熱的概念時要抓住以下要點： 規(guī)定為在 101 kpa壓強下測出熱量；書中供應的燃燒熱數(shù)據都為在101kpa下測定出 來的；由于壓強不同,反應熱有所不同；

6、規(guī)定可燃物的物質的量為1mol；因此,表示可燃物的燃燒熱的熱化學方程式中,可燃物的化學計量數(shù)必需為1,其他物質的化學計量數(shù)可以為分數(shù)； 例如,c8h18 的燃燒熱為 5518 kj·mol-1,用熱化學方程式表示y 應為：c8h18（l） 252（ g）= 8co2（ g） +9h2o（ l） h= 5518 kj·mol-1+ 2 o 規(guī)定生成物為穩(wěn)固的氧化物例如c co 2.h h2ol .s so2 等；c（s） 12（ g） =co（ g） h=110.5 kj m·ol-1+2oc（s） +o2（g）=co2（g） h= 393.5 kj m·

7、ol -1c 的燃燒熱為 393.5 kj· mol-1,而不為 110.5 kj· mol-1；精品學習資料精選學習資料 - - - 歡迎下載燃燒熱的表達有兩種形式： 一種為用文字表示時, 只能用相應的數(shù)值和單位, 不加“”號, 比如填空題中回答燃燒熱時；另一種為用h 表示時,要加“”號,比如在表示燃燒熱的熱化學方程式中；例如,ch4 的燃燒熱為 890.3 kj· mol-1,而 h 890.3 kj· mol-1；3.中和熱 ：在稀溶液中酸跟堿發(fā)生中和反應生成1molh 2o 時的反應熱叫中和熱, 單位為kj/mol；中和熱也為反應熱的一種詳細表現(xiàn)

8、形式；使用中和熱時應留意：中和熱僅指 1molh + 和 1moloh-結合生成水時的熱量變化,而不包括其它任何過程的熱量變化,例如 ch3cooh 的電離吸熱,濃 h2so4 的溶解放熱等；四.難點辨析1.蓋斯定律的懂得和應用蓋斯定律為不通過試驗而運用運算手段獲得反應熱的重要依據；依據蓋斯定律運算反應熱的方法為：如一個化學方程式可由另外幾個化學方程式相加減得到,就該反應的焓變即為另外幾個反應焓變的代數(shù)和；應用蓋斯定律進行運算時,關鍵在于設計合理的反應過程,同時留意：當熱化學方程式的化學計量數(shù)需乘某系數(shù)時,h也需乘相應的系數(shù)； 熱化學方程式進行加減運算時,h 也作相應的加減運算,且運算時要帶“

9、+”“”符號；在設計的反應路徑中常會遇到同一物質固.液.氣三態(tài)的相互轉化,此時應留意物質狀態(tài)轉化時能量也隨之轉化：固液氣時吸熱,反之放熱；2.鍵能.反應熱和穩(wěn)固性的關系（ 1）.鍵能定義：在101kpa.298k 條件下, 1mol 氣態(tài) ab 分子全部拆開成氣態(tài)a 原子和 b 原子時需吸取的能量稱ab 間共價鍵的鍵能,單位為kj ·mol 1；（ 2）.鍵能與反應熱化學反應中最主要的變化為舊化學鍵發(fā)生斷裂和新化學鍵的形成； 化學反應中能量的變化也主要打算于這兩個方面吸熱與放熱,可以通過鍵能運算得到近似值；放熱反應或吸熱反應舊鍵斷裂吸取的能量大于新鍵形成放出的能量,為吸熱反應；舊鍵斷

10、裂吸取的能量小于新鍵形成所放出的能量,該反應為放熱反應；反應熱化學反應中吸取或放出的熱量稱反應熱,符號h,單位 kj ·mol 1 ,吸熱為正值,放熱為負值；可以通過熱化學方程式表示；反應熱的大小與多個因素有關,其數(shù)據來源的基礎為試驗測定；由于反應熱的最主要緣由為舊化學鍵斷裂吸取能量與新化學鍵形成放出能量,所以通過鍵能粗略運算出反應熱；h（反應熱） =反應物的鍵能總和 生成物鍵能總和；為便利記憶,可作如下懂得：斷 裂舊化學鍵需吸熱（用號表示） ,形成新化學鍵就放熱（用號表示） ,化學反應的熱效應等于反應物和生成物鍵能的代數(shù)和,即 h=（反應物的鍵能總和） （ 生成物鍵能總和）,精品學

11、習資料精選學習資料 - - - 歡迎下載如 h0,為吸熱,如 h0,為放熱；（ 3）.物質穩(wěn)固性：物質在反應中放出能量越多,就生成物能量越小,該物質越穩(wěn)固,生成物中化學鍵越堅固；反之亦然；如：同素異形體穩(wěn)固性的比較：依據 h 正負和大小判定,反應放熱,說明生成物能量小,較穩(wěn)固；3.影響 h大小的要素（ 1）反應物的本性等物質的量的不同金屬或非金屬于同一物質發(fā)生的放熱反應 （反應要相像）,金屬或非金屬越活潑,反應越簡潔進行,生成的產物越穩(wěn)固,放出的熱量越多,其反應的 h 越??；如2ks+ cl 2g=2kcls h 1 和 2nas+cl2g=2nacls h2、二者比較,前者放熱多,故h1 &

12、lt; h2；再如 h2g+cl2g=2hclg h1 和 h2g+br 2g=2hbrgh2,兩反應比較,前者放熱也多,故 h1<h2；（ 2）反應物和生成物的集合狀態(tài)同一物質的能量高低為es <el<eg、氣態(tài)時分子的內能最高,物質狀態(tài)由“氣液固”變化時會放熱；反之吸熱；對于放熱反應,放熱增多,h 減小；當生成物能態(tài)較高 時,放熱削減, h 增大；對于吸熱反應,當反應物處于較高能態(tài)時,吸熱較少, h 減??；當生成物能態(tài)較高時, 吸熱增多,h 增大；如 sg+o2g=so2g和h1ss+o2g=so2gh2、 h1<h2 ；又如2h2g+o2g=2h 2og h1和 2h2 g+o2g=2h2olh2 ,h1>h2；五.誤點警示1化學反應中肯定相伴著能量的變化,但不肯定全為熱量變化,有時仍可以為光能.電能等；如鐵絲在氧氣中燃燒,不僅有熱量變化,仍有光能變化；2有能