广东省2021高考化学一轮复习专题五化学反应中的能量变化课件 26页

考点清单 考点一　化学反应中的热效应及热化学方程式 一、反应热(焓变) 1.定义:化学反应过程中放出或吸收的① 　热量     ,叫作反应热,在恒压条件 下,它等于反应前后体系的焓变。 2.符号:②      Δ H      。 3.单位:③ 　kJ/mol或kJ·mol -1      。 4.测量:可用量热计测量。 5.表示方法:吸热反应的Δ H ④ 　>     0,放热反应的Δ H ⑤ 　<     0。 6.产生原因:化学反应过程中 旧键断裂吸收的能量与新键形成放出的能量 不相等 ,故化学反应均伴随着能量变化。 二、燃烧热和中和反应的反应热 1.燃烧热 (1) 定义 :101 kPa 时 ,⑥ 　 1 mol     纯物质 完全燃烧 生成⑦ 　稳定     的氧化物 时所放出的热量 , 叫作该物质的燃烧热。 (2)表示意义 CH 4 (g)+2O 2 (g)   CO 2 (g)+2H 2 O(l)    Δ H =-890.31 kJ/mol,表示101 kPa条件 下,1 mol CH 4 完全燃烧生成CO 2 (g)和H 2 O(l)时⑧ 　放出     的热量是⑨ 　 890.31 kJ      。 2.中和反应的反应热 (1)定义:在 稀溶液 中,酸跟碱发生⑩ 　中和      反应生成   　1 mol     H 2 O时 所释放的热量,叫作中和反应的反应热。 (2)热化学方程式:H + (aq)+OH - (aq)   H 2 O(l) Δ H =-57.3 kJ· mol -1 。 三、催化剂对活化能、焓变的影响 催化剂能降低反应所需的活化能,但Δ H 保持不变 。如图所示:   放热反应 吸热反应 定义 有热量放出的化学反应 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 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出的总能量小于反应物分子断键时吸收的总能量 表示方法 Δ H <0 Δ H >0 四、吸热反应、放热反应的比较与判断 图示     实例 H 2 (g)+Cl 2 (g)   2HCl(g) Δ H =-184.6 kJ·mol -1 C(s)+H 2 O(g)   CO(g)+H 2 (g) Δ H =+131.3 kJ·mol -1 1.常见的放热反应 (1)活泼金属与水或酸的反应,例如: 2Na+2H 2 O   2NaOH+H 2 ↑ 2Al+6HCl   2AlCl 3 +3H 2 ↑ (2)酸碱中和反应,例如: 2KOH+H 2 SO 4   K 2 SO 4 +2H 2 O CH 3 COOH+NaOH   CH 3 COONa+H 2 O (3)燃烧反应,例如: 2CO+O 2   2CO 2 CH 3 CH 2 OH+3O 2   2CO 2 +3H 2 O (4)一些化合反应,例如: SO 3 +H 2 O   H 2 SO 4 CaO+H 2 O   Ca(OH) 2 CuSO 4 +5H 2 O   CuSO 4 ·5H 2 O 2.常见的吸热反应 (1)一些分解反应,例如: CaCO 3   CaO+CO 2 ↑ CuSO 4 ·5H 2 O   CuSO 4 +5H 2 O (2)一些复分解反应,例如: 2NH 4 Cl+Ba(OH) 2 ·8H 2 O   BaCl 2 +2NH 3 ↑+10H 2 O (3)一些置换反应,例如: C+H 2 O(g)   CO+H 2 (4)一些化合反应,例如: CO 2 +C   2CO 3.反应条件与放热反应、吸热反应的关系 不同的化学反应发生的条件不同,放热反应和吸热反应均能在一定条件下 发生。反应开始需要加热的反应可能是吸热反应也可能是放热反应。吸 热反应开始时加热,反应后需要不断加热才能维持反应继续进行;放热反应 开始时加热,反应后会放出一定的热量,如果此热量能够使反应继续进行, 则反应过程中不需要再加热,如煤的燃烧,一旦热量足够使煤燃烧起来,之 后煤就可以继续燃烧下去,不再需要外界加热。由此可见,反应是吸热还是 放热与反应的条件没有必然的联系,而是取决于反应物和生成物具有的总 能量(或焓)的相对大小。 五、热化学方程式 1.定义:表示参加反应物质的量和   　反应热     的关系的化学方程式。 2.书写要求 (1)注明反应的温度和压强(25 ℃、101 kPa下进行的反应可不注明)。 (2) 注明反应物和生成物的状态 :固态(   　s     或注明晶型)、液态(   　l     )、气态(   　g     )、溶液(aq)。 (3)热化学方程式中的化学计量数只表示物质的量,而不代表   　分子个数       ,因此可以写成分数。 3.书写步骤 考点二　盖斯定律及反应热的计算 一、盖斯定律及其应用 1.内容:不管化学反应是一步完成还是分几步完成,其反应热是相同的,即化 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.应用:很多反应很难直接测其反应热,这时可 利用盖斯定律来间接计算 。 二、反应热的计算 1.应用盖斯定律计算反应热 某化学反应无论一步完成,还是分几步完成,反应的总热效应相同。即反应 热只与反应体系的始态和终态有关,而与反应途径无关,这就是盖斯定律。 此定律的主要应用是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。 注意    应用盖斯定律进行简单计算的注意事项 (1)设计合理的反应过程。 (2)当反应方程式乘或除某数时,Δ H 也应乘或除该数。 (3)反应方程式进行加减运算时,Δ H 也同样要进行加减运算,且计算过程中 要带“+”“-”。 (4)应用盖斯定律进行计算并比较反应热的大小时,同样要把Δ H 看作一个 整体。 (5)在设计的反应过程中常会遇到同一物质固、液、气三态的相互转化,状 态由固→液→气变化时,会吸热;反之会放热。 (6) 当设计的反应逆向进行时 , 其反应热与正反应的反应热数值相等 , 符号 相反。运用盖斯定律的关键在于分析总反应可由哪些中间过程构成 , 化简 要细心。 2.根据化学键键能计算 Δ H =反应物的键能总和-生成物的键能总和 3.根据反应物和生成物的能量计算 Δ H =生成物具有的总能量-反应物具有的总能量 知能拓展 反应热大小的比较 1.直接比较法 依据规律、经验和常识直接判断不同反应的反应热的大小的方法称为直 接比较法。 (1)吸热反应的Δ H 肯定比放热反应的Δ H 大(前者大于0,后者小于0)。 (2)等量的可燃物完全燃烧所放出的热量肯定比不完全燃烧所放出的热量 多。 (3)产物相同时,A(g)燃烧放出的热量比等量的A(s)燃烧放出的热量多。反 应物相同时,生成B(l)放出的热量比生成等量的B(g)放出的热量多。 (4)生成等量的水时,强酸和强碱的稀溶液反应比弱酸和强碱或弱碱和强酸 或弱酸和弱碱的稀溶液反应放出的热量多。 (5) 对于可逆反应 , 因反应不能进行完全 , 实际反应过程中放出或吸收的热量要小于理论值。例如 :2SO 2 (g)+O 2 (g)   2SO 3 (g)    Δ H =-197 kJ/mol, 则向密闭容器中通入 2 mol SO 2 和 1 mol O 2 , 反应达到平衡后 , 放出的热量要小于 197 kJ 。 2.盖斯定律比较法 (1)同一反应的生成物状态不同时 A(g)+B(g)   C(g)    Δ H 1 <0 A(g)+B(g)   C(l)    Δ H 2 <0 C(g)   C(l)    Δ H 3 <0 因为Δ H 3 =Δ H 2 -Δ H 1 <0 所以Δ H 2 <Δ H 1 。 也可以按以下思路分析:     C(g)   C(l)   C(l) 因为Δ H 1 +Δ H 3 =Δ H 2 ,Δ H 1 <0,Δ H 2 <0,Δ H 3 <0 所以Δ H 2 <Δ H 1 。 (2)同一反应的反应物状态不同时 S(g)+O 2 (g)   SO 2 (g)    Δ H 1 <0 S(s)+O 2 (g)   SO 2 (g)    Δ H 2 <0 S(g)   S(s)    Δ H 3 <0   Δ H 2 +Δ H 3 =Δ H 1 ,Δ H 1 <0,Δ H 2 <0,Δ H 3 <0 所以Δ H 1 <Δ H 2 。 (3)两个有联系的不同反应 C(s)+O 2 (g)   CO 2 (g)    Δ H 1 <0 C(s)+   O 2 (g)   CO(g)    Δ H 2 <0 C(s)   CO 2 (g) C(s)   CO(g)   CO 2 (g) 因为Δ H 2 +Δ H 3 =Δ H 1 ,Δ H 1 <0,Δ H 2 <0,Δ H 3 <0 所以Δ H 1 <Δ H 2 。 并且据此可写出下面的热化学方程式: CO(g)+   O 2 (g)   CO 2 (g)    Δ H 3 =Δ H 1 -Δ H 2 。 例    (2014课标Ⅱ,13,6分)室温下,将1 mol的CuSO 4 ·5H 2 O(s)溶于水会使溶液 温度降低,热效应为Δ H 1 ,将1 mol的CuSO 4 (s)溶于水会使溶液温度升高,热效 应为Δ H 2 ;CuSO 4 ·5H 2 O受热分解的化学方程式为CuSO 4 ·5H 2 O(s)   CuSO 4 (s)+5H 2 O(l),热效应为Δ H 3 。则下列判断正确的是   (　　) A.Δ H 2 >Δ H 3 　　 B.Δ H 1 <Δ H 3 C.Δ H 1 +Δ H 3 =Δ H 2 　　D.Δ H 1 +Δ H 2 >Δ H 3 解析　由题干信息可得:①CuSO 4 ·5H 2 O(s)   Cu 2+ (aq)+S   (aq)+5H 2 O(l)     Δ H 1 >0,②CuSO 4 (s)   Cu 2+ (aq)+S   (aq)    Δ H 2 <0,③CuSO 4 ·5H 2 O(s)   CuSO 4 (s)+5H 2 O(l)    Δ H 3 ,根据盖斯定律可知,Δ H 3 =Δ H 1 -Δ H 2 ,由于Δ H 1 >0,Δ H 2 <0,故Δ H 3 >Δ H 1 ,B项正确,C、D项错误;Δ H 3 >0,Δ H 2 <0,故Δ H 3 >Δ H 2 ,A项错 误。 答案    B 实践探究 1.盖斯定律的考查与节能减排、工业三废资源化处理、开发利用新能源 等社会热点问题相联系,并运用所学的化学知识和方法解决生产、生活中 简单的化学问题;在实践中逐步形成节约成本、循环利用、保护环境等观 念,体现了科学态度与社会责任的学科核心素养。 例1    (2019江苏盐城四模,12)用石灰石硫化床法对燃料脱硫时的部分反应 如下: ①CaCO 3 (s)   CaO(s)+CO 2 (g)    Δ H 1 = a kJ/mol ②2CaO(s)+2SO 2 (g)+O 2 (g)   2CaSO 4 (s)    Δ H 2 = b kJ/mol ③CaSO 4 (s)+4CO(g)   CaS(s)+4CO 2 (g)    Δ H 3 = c kJ/mol ④CaO(s)+SO 2 (g)+3CO(g)   CaS(s)+3CO 2 (g)    Δ H 4 = d kJ/mol 下列说法错误的是(双选)   (　　) A.反应①为放热反应 B.反应②在常温下可自发进行,则该反应的Δ H 2 <0,Δ S <0 C.反应2CaCO 3 (s)+2SO 2 (g)+O 2 (g)   2CaSO 4 (s)+2CO 2 (g)的Δ H =( a + b )kJ/ mol D.反应3CaSO 4 (s)+CaS(s)   4CaO(s)+4SO 2 (g)    Δ H =(3 c -4 d )kJ/mol 解析　大多数的分解反应为吸热反应,反应①为吸热反应,A项错误;Δ S <0, 反应②在常温下可自发进行,根据Δ H - T Δ S <0可得Δ H 2 <0,B项正确;结合盖 斯定律,由① × 2+②可得2CaCO 3 (s)+2SO 2 (g)+O 2 (g)   2CaSO 4 (s)+2CO 2 (g) 的Δ H =(2 a + b )kJ/mol,C项错误;结合盖斯定律,由③ × 3-④ × 4得到3CaSO 4 (s)+ CaS(s)   4CaO(s)+4SO 2 (g)的Δ H =(3 c -4 d )kJ/mol,D项正确。 答案    AC 题目价值　我国煤炭含硫量较多,使用煤炭时进行脱硫有利于环境保护,将 脱硫过程简化为热化学方程式来考查学生对能量的转化关系、化学反应 焓变的概念、盖斯定律的运用等知识的理解、掌握及应用程度。引导学 生主动关心与环境保护、资源开发等有关的社会热点问题,形成与环境和 谐共处,合理利用自然资源的观念。 2.化学反应中能量变化的本质是化学键的断裂与形成,通过实验历程图来 展示反应的实质,考查学生对图表信息的加工处理能力。 例2    (2019北京通州三模,9)CO 2 和CH 4 催化重整可制备合成气,对减缓燃料 危机具有重要的意义,其反应历程示意图如下:   下列说法 不正确 的是   (　　) A.合成气的主要成分为CO和H 2 B.①→②既有碳氧键的断裂,又有碳氧键的形成 C.①→②吸收能量 D.Ni在该反应中作催化剂 解析　由题图可知CO 2 和CH 4 在Ni催化作用下,最终生成CO和H 2 ,A项正确; 化学反应的过程中存在反应物中键的断裂和生成物中键的形成,由题图可 知①→②过程中既有碳氧键的断裂,又有碳氧键的形成,B项正确;由题图可 知反应物的能量总和大于生成物的能量总和,则①→②的过程放出能量,C 项错误;由题图可知CO 2 和CH 4 催化重整生成CO和H 2 的过程中Ni的质量和 化学性质没有发生变化,Ni在该反应中作催化剂,D项正确。 答案    C 题目价值　本题以CO 2 和CH 4 催化重整生产燃料的反应历程图为背景,分析 物质化学变化、伴随反应发生的能量转化与物质微观结构之间的关系,体 现了化学对现在社会的正面影响。