第1讲 化学反应与能量
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考纲导引 考点梳理 1.了解化学反应中能量转化的原因，能说出常见的能量转化形式。 1.焓变 反应热。 2.了解化学能与热能的相互转化，了解吸热反应、放热反应、反应热、燃烧热、中和热等概念。 3. 了解热化学方程式的含义，能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。 4.了解能源是人类生存和社会发展的重要基础。了解化学在解决能源危机中的重要作用。 6.盖斯定律。 2.热化学方程式。 3.中和反应反应热的测定。 4.燃烧热。 5.能源。 【基础知识梳理】
一、 反应热与焓变。 1．反应热
(1)概念：当化学反应在一定温度 下进行时，反应所吸收或释放 的热量。 (2)表示方法：用Q表示，若Q＞0 表示吸热，若Q＜0 表示放热。
(3)反应热产生的原因在化学反应过程中，旧化学键断裂要吸收能量，新化学键形成要释放 能量，从而引起反应过程中能量的变化。 2．焓与焓变
(1)焓
用于描述物质本身所具有的能量 的物理量，符号H。 (2)焓变(ΔH)
反应产物的总焓 与反应物的总焓 之差。即ΔH＝H(反应产物)－H(反应物) 3.吸热反应和放热反应
(1)产生原因
(2)表示方法
①吸热反应：ΔH为“正”或ΔH>0；
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②放热反应：ΔH为“负”或ΔH<0。
（3）常见的放热反应：所有燃烧反应、酸碱中和反应、大多数化合反应、金属与酸的反应；②常见的吸热反应：大多数分解反应、以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应、某些晶体间的反应。 二、化学方程式
1．定义：表明反应放放出或吸收热量的化学方程式叫做热化学方程式。
2．意义：不仅表明了化学反应中的物质变化，同时也表明了化学反应中的能量变化 3．书写要求
(1)要注明反应的温度和压强(若在101 kPa和25 ℃可不注明)，要注明ΔH的“＋”与__“－”。 (2)要注明反应物和生成物的聚集状态 (表示符号：气态用“g”，液态用“l”，固态用“s”)，若为同素异形体，要注明名称，稀溶液中的溶质或离子，要注明“aq”。 三、盖斯定律
1、内容：不管化学反应是一步或分几步完成，其反应焓变是相同的。或者说，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
2、根据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其△H相加或相减，得到一个新的热化学方程式。（如以下图所示为例说明具体解题步骤） 四、中和热的测定
1、中和热的定义：在稀溶液中，酸和碱发生中和反应生成1mol水所放出的热量。 2、中和热的测定 ⑴装置图如下：
⑵注意事项
①碎泡沫塑料（或纸条）及泡沫塑料板的作用是防止热量的散失。 ②为保证酸、碱完全中和，常采用其中一种稍稍过量。
③实验中若使用弱酸或弱碱，因中和过程中电离吸热，会使测得数值偏低；若使用浓硫酸，因溶于水时放热，会使测得数值偏高；碱若使用氢氧化钠固体，因溶于水时放热，会使测得数值偏高。 五、燃烧热
1.概念：燃烧热是指101KPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的能量。 2、单位是kJ/mol，燃烧热通常可用仪器由实验测得。 3、特点：物质燃烧时一定放热，则燃烧热一定为kJ/mol。
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4.燃烧热与中和热的比较 比较角度 相同点
能量 变化 △H 反应物的量 不同点
生成物的量 反应热
1mol燃烧物完全燃烧生成稳定
生成1mol水时放出的热量；不同反应物的中和热可能相同，强酸和强碱反应均为57.3kJ/mol
不限量
H2O是1mol
△H＜0，单位kJ/mol 1mol燃烧物
不限量
燃烧热 放热
中和热 放热
的含义 的氧化物时放出的热量；不同反
应物，燃烧热不同
【注】燃烧热和中和热使用△H表示及回答反应热时要写上“—”号。回答燃烧热、中和热时则不再加 “—”。
表示燃烧热的热化学方程式，可燃物的化学计量数必须为1。 六、能源 1．化石燃料
(1)种类：煤、石油、天然气 (填三种)。
(2)特点：蕴藏量有限，属于不可再生 (填“可以再生”或“不可再生”)能源。 (3)解决化石燃料枯竭的办法：开源节流，即开发新的能源和节约现有的能源。 2．新能源
(1)种类：太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能和生物质能等。
(2)特点：资源丰富，可以再生 (填“可以再生”或“不可再生”)，没有污染或很少污染。
【要点名师透析】
一、化学反应焓变的计算与比较 1．计算
(1)根据键能数据(E )计算：ΔH＝E(反应物)－E (生成物)
(2)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。 (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)利用盖斯定律书写热化学方程式的思维模型
先确定待求的反应方程式?找出待求方程式中各物质在已知方程式中的位置?根据待求方程式中各物质的系数和位置对已知方程式进行处理,得到变形后的新方程式?将新得到的方程式进行加成(反应热也需要相应加减)?写出待求的热化学方程式 2．比较
(1)同一反应中，生成物状态不同
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如A(g)＋B(g)===C(g) ΔH1＜0 A(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＜0 S(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。 【典例1】下列各组热化学方程式中，化学反应的ΔH前者大于后者的是( ) ①C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1 1
C(s)＋O2(g)===CO(g) ΔH2
2②S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH3 S(g)＋O2(g)===SO2(g) ΔH4 1
③H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH5
22H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH6 ④CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g) ΔH7 CaO(s)＋H2O(l)===Ca(OH)2(s) ΔH8 A．① B．④ C．②③④ D．①②③ 【答案】C
【解析】①中前者为完全燃烧，后者为不完全燃烧，热效应是前者大于后者，但ΔH1、ΔH2均为负数，故数值ΔH1＜ΔH2；②中S单质状态不同，气体的能量状态高于固态，放热多，故ΔH3＞ΔH4；③中方程式计量数不同，ΔH6＝2ΔH5，但ΔH5、ΔH6均为负数，故ΔH5＞ΔH6；④中前者为吸热反应，ΔH7为正数，后者为放热反应，ΔH8为负数。只有②③④正确。
二、热化学方程式
1.书写热化学方程式注意事项
（1）热化学方程式的前身是化学方程式，因此必须遵循化学方程式的要求，如原子守恒、电子守恒定律等。
（2）反应热ΔH与测定条件(温度、压强等)有关。因此书写热化学方程式时应注明ΔH的测定条件。绝大多数ΔH是在25 ℃，101 kPa下测定的，可不注明温度和压强。
（3）热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数。因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。
（4）反应物和产物的聚集状态不同，反应热ΔH也不同。因此，必须注明物质的聚集状态才能完整地体现出热化学方程式的意义。气体用“g”表示，液体用“l”表示，固体用“s”表示，溶液用“aq”表示，热化学方程式中不用“↑”和“↓”。
（5）热化学方程式是表示反应已完成的数量。由于ΔH与反应完成的物质的量有关，所以
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