高中化學(xué)知識點-化學(xué)反應(yīng)與能量

高中化學(xué)知識點——化學(xué)反應(yīng)與能量一．反應(yīng)熱焓變1．定義：化學(xué)反應(yīng)過程中吸收或放出的能量都屬于反應(yīng)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(xué)反應(yīng)是吸熱反應(yīng)還是放熱反應(yīng)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(xué)反應(yīng)中能量變化與反應(yīng)物和生成物總能量的關(guān)系3．放熱反應(yīng)：放出熱量的化學(xué)反應(yīng)，(放熱>吸熱)ΔH＜0；吸熱反應(yīng)，吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)(吸熱>放熱)ΔH＞0。【學(xué)習(xí)反思】⑴常見的放熱、吸熱反應(yīng)：①常見的放熱反應(yīng)有a燃燒反應(yīng)b酸堿中和反應(yīng)c活潑金屬與水或酸的反應(yīng)d大多數(shù)化合反應(yīng)②常見的吸熱反應(yīng)有：a氫氧化鋇晶體和氯化銨晶體混合發(fā)生反應(yīng)bCO2+C=2COc大多數(shù)的分解反應(yīng)⑵△H＜0時反應(yīng)放熱；△H＞0時反應(yīng)吸熱?！靖爬偨Y(jié)】焓變反應(yīng)熱在化學(xué)反應(yīng)過程中，不僅有物質(zhì)的變化，同時還伴有能量變化。1．焓和焓變焓是與物質(zhì)內(nèi)能有關(guān)的物理量。單位：kJ·mol－1，符號：H。焓變是在恒壓條件下，反應(yīng)的熱效應(yīng)。單位：kJ·mol－1，符號：ΔH。2．化學(xué)反應(yīng)中能量變化的原因化學(xué)反應(yīng)的本質(zhì)是反應(yīng)物分子中舊化學(xué)鍵斷裂和生成物生成時新化學(xué)鍵形成的過程。任何化學(xué)反應(yīng)都有反應(yīng)熱，這是由于在化學(xué)反應(yīng)過程中，當(dāng)反應(yīng)物分子間的化學(xué)鍵斷裂時，需要克服原子間的相互作用，這需要吸收能量；當(dāng)原子重新結(jié)合成生成物分子，即新化學(xué)鍵形成時，又要釋放能量。ΔH＝反應(yīng)物分子中總鍵能－生成物分子中總鍵能。3．放熱反應(yīng)與吸熱反應(yīng)當(dāng)反應(yīng)完成時，生成物釋放的總能量與反應(yīng)物吸收的總能量的相對大小，決定化學(xué)反應(yīng)是吸熱反應(yīng)還是放熱反應(yīng)。(1)當(dāng)ΔH為“－”或ΔH<0時，為放熱反應(yīng)，反應(yīng)體系能量降低。(2)當(dāng)ΔH為“＋”或ΔH>0時，為吸熱反應(yīng)，反應(yīng)體系能量升高。4．反應(yīng)熱思維模型：(1)放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)(2)反應(yīng)熱的本質(zhì)以H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)ΔH＝－186kJ·mol－1為例E1：E(H—H)＋E(Cl—Cl)；E2：2E(H—Cl)；ΔH＝E1－E2二．熱化學(xué)方程式1．概念：能表示參加反應(yīng)的物質(zhì)變化和能量變化的關(guān)系的化學(xué)方程式叫做熱化學(xué)方程式。2．表示意義(1)熱化學(xué)方程式不僅表明了化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化，也表明了化學(xué)反應(yīng)中的能量變化。(2)熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)，表示實際參加反應(yīng)的反應(yīng)物的物質(zhì)的量和實際生成的生成物的物質(zhì)的量。(3)熱化學(xué)方程式中的反應(yīng)熱與反應(yīng)物、生成物的化學(xué)計量數(shù)相對應(yīng)。3．書寫熱化學(xué)方程式的注意事項C(固)+H2O(氣)=CO(氣)+H2(氣)ΔH=+131.3kJ/mol(1)標(biāo)集聚狀態(tài)（固、液、氣）(2)右端標(biāo)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(zhì)的量之比。(4)系數(shù)可用分?jǐn)?shù)，但熱量值要相應(yīng)變化。如：2H2(氣)+O2(氣)=2H2O(液)ΔH=－571.6kJ/molH2(氣)+1/2O2(氣)=H2O(液)ΔH=－285.8kJ/mol(5)不注明條件，即指250C、1.01×105Pa【拓展延伸】1.比較“反應(yīng)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(yīng)的物質(zhì)的量不同，則反應(yīng)熱的數(shù)值也會發(fā)生相應(yīng)的變化，如1molH2完全燃燒生成液態(tài)水時放出285.8kJ的熱量，2molH2完全燃燒生成液態(tài)水時則放出571.6kJ的熱量。3．對于可逆反應(yīng)，如3H2(g)＋N2(g)2NH3(g)ΔH＝－92.4kJ/mol，是指生成2molNH3時放出92.4kJ的熱量，而不是3molH2和1molN2混合，在一定條件下反應(yīng)就可放出92.4kJ的熱量，實際3molH2和1molN2混合，在一定條件下反應(yīng)放出的熱量小于92.4kJ，因為該反應(yīng)的反應(yīng)物不能完全轉(zhuǎn)化為生成物。4．同一反應(yīng)中物質(zhì)的聚集狀態(tài)不同，反應(yīng)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(dāng)同一反應(yīng)中只由于聚集狀態(tài)不同比較反應(yīng)熱的大小時，反應(yīng)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(yīng)物的量相同，生成物的狀態(tài)不同，反應(yīng)熱數(shù)值大小也不相同。如：例如：H2(氣)+1/2O2(氣)=H2O(g)ΔH=－241.8kJ/molH2(氣)+1/2O2(氣)=H2O(l)ΔH=－285.8kJ/mol【拓展升華】熱化學(xué)方程式是表示參加反應(yīng)的物質(zhì)的量與反應(yīng)熱關(guān)系的化學(xué)方程式。熱化學(xué)方程式的書寫除了遵循書寫化學(xué)方程式的要求外，應(yīng)側(cè)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(yīng)的ΔH為“－”，吸熱反應(yīng)的ΔH為“＋”，單位是kJ/mol，逆反應(yīng)的ΔH與正反應(yīng)的ΔH數(shù)值相同，符號相反。2．檢查是否注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)必須注明每種反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)，同一個化學(xué)反應(yīng)，物質(zhì)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(xué)計量數(shù)是否對應(yīng)ΔH的大小與反應(yīng)物的物質(zhì)的量的多少有關(guān)，相同的反應(yīng)，化學(xué)計量數(shù)不同時，ΔH不同。4．特殊反應(yīng)熱書寫表示燃燒熱的熱化學(xué)方程式時，可燃物的化學(xué)計量數(shù)為1，產(chǎn)物應(yīng)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)。三.燃燒熱1.定義：在101kPa時，1mol純物質(zhì)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(zhì)的燃燒熱。單位kJ/mol。2.在理解物質(zhì)燃燒熱的定義時，要注意以下幾點：（1）研究條件：101kPa，溫度通常是25℃。（2）反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)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1mol可燃物作為標(biāo)準(zhǔn)來進(jìn)行測定的，因此書寫表示燃燒熱的熱化學(xué)方程式時，應(yīng)以1mol可燃物為標(biāo)準(zhǔn)來配平其余物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)，其他物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)常出現(xiàn)分?jǐn)?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(yīng)，具有明確的含義，故在表述時不用帶負(fù)號，如CH4的燃燒熱為890KJ/mol。強(qiáng)酸與強(qiáng)堿反應(yīng)的中和熱為57.3kJ/mol。四.中和熱1.定義：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)，生成1mol水時的反應(yīng)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(yīng)物：（強(qiáng)）酸與（強(qiáng)）堿。中和熱不包括離子在水溶液中的生成熱、電解質(zhì)電離的吸熱所伴隨的熱效應(yīng)。③生成1mol水，中和反應(yīng)的實質(zhì)是H+和OH-化合生成H20，若反應(yīng)過程中有其他物質(zhì)生成，這部分反應(yīng)熱也不在中和熱內(nèi)。④放出的熱量：57.3kJ/mol。五.燃燒熱和中和熱的區(qū)別與聯(lián)系（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(yīng)裝置。(也可在保溫杯中進(jìn)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(zhǔn)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(fù)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(yīng)物：酸與堿；③生成物及其物質(zhì)的量：1molH2O；④放出熱量：ΔH<0單位：kJ/mol。在書寫物質(zhì)在溶液中發(fā)生化學(xué)反應(yīng)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(zhì)的溶解熱、電解質(zhì)電離的吸熱所伴隨的熱效應(yīng)。六.反應(yīng)熱的計算1.蓋斯定律的內(nèi)容:不管化學(xué)反應(yīng)是一步完成或分幾步完成,其反應(yīng)熱相同。換句話說,化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)體系的始態(tài)和終態(tài)有關(guān),而與反應(yīng)的途徑無關(guān)。歸納總結(jié)：反應(yīng)物A變?yōu)樯晌顳，可以有兩個途徑：①由A直接變成D，反應(yīng)熱為△H；②由A經(jīng)過B變成C，再由C變成D，每步的反應(yīng)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(chǎn)和科學(xué)研究中有很重要的意義。有些反應(yīng)的反應(yīng)熱雖然無法直接測得，但利用蓋斯定律不難間接計算求得?！旧疃戎v解】應(yīng)用蓋斯定律進(jìn)行簡單計算的注意事項：⑴當(dāng)反應(yīng)方程式乘以或除以某數(shù)時，△H也應(yīng)乘以或除以該數(shù)。⑵反應(yīng)方程式進(jìn)行加減時，△H也同樣進(jìn)行加減運算，且計算過程中要帶“+”“-”。⑶運用蓋斯定律進(jìn)行計算并比較反應(yīng)熱的大小時，同樣要把△H看做一個整體。⑷在設(shè)計的反應(yīng)過程中常會遇到同一物質(zhì)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(dāng)設(shè)計的反應(yīng)逆向進(jìn)行時，其反應(yīng)熱與正反應(yīng)的反應(yīng)熱數(shù)值相等，符號相反。運用蓋斯定律關(guān)鍵在于分析總反應(yīng)可由哪些中間過程構(gòu)成，化簡要細(xì)心，計算時△H（帶“+”“-”）也要參與運算。⑹不論一步進(jìn)行還是分步進(jìn)行，始態(tài)和終態(tài)完全一致，蓋斯定律才成立。⑺某些物質(zhì)只是在分步反應(yīng)中暫時出現(xiàn)，最后應(yīng)該恰好消耗完。記筆記的誤區(qū)誤區(qū)1：筆記就是抄板書記筆記不是照著老師的板書，一字不漏的抄下來，而是知識點的濃縮和精華，不然直接看書更加簡誤區(qū)2：筆記從不回顧我們每個人都會做筆記，但是大家卻很容易出現(xiàn)一個現(xiàn)象：我們總是走了太遠(yuǎn)，而忘記當(dāng)初為何出發(fā)！什么意思？就是做筆記是為了以后回顧的呀，可是你們自己抿心自問，自己做的筆記自己翻過幾遍沒~都成過期雜志丟一邊了······誤區(qū)3：筆記不做更新筆記應(yīng)該是在不斷的復(fù)習(xí)和鞏固中，不斷進(jìn)行補(bǔ)充和更新的。一方面需要你進(jìn)行補(bǔ)充，如果有必要可能還需要你再拿出新的筆記本，進(jìn)行專題的凝練。記課堂筆記的小技巧1、不要記得太緊太密，每頁右邊留下約1/3的空白處，以便日后補(bǔ)充、修改。2、用詞用語要簡潔濃縮，常用詞