化学反应中的能量变化PPT

二、燃烧热和中和热
燃烧热： 在101KPa下，1mol纯物质完全燃烧生成 稳定的氧化物时所释放出的热量，叫该
1、定义：
物质的燃烧热。 中和热： 稀溶液中，强酸与强碱完全中和时生成
1mol水和易溶于水的盐时所释放出的热 量 2.单位： 均为KJ／mol 3.注意事项： ①燃烧热和中和热的ΔH 均为负值。 ②稳定化合物：C→ CO2 (g)，H→ H2O (l) ，S→SO2(g) ，
例5.（08年海南）白磷与氧可发生如下反应： P4+5O2=P4O10。已知断裂下列化学键需要吸 收的能量分别为：P—P a kJ· mol—1、 P—O b kJ· mol—1、P=O c kJ· mol—1、 O=O d kJ· mol—1。 根据图示的分子结构和 有关数据估算该反应的△H， 其中正确的是（ ） A．（6a+5d－4c－12b）kJ· mol—1 B. （4c+12b－6a－5d）kJ· mol—1 C．（4c+12b－4a－5d）kJ· mol—1 D．（4a+5d－4c－12b）kJ· mol—1
AB 例3.反应C(石墨) = C(金刚石)是吸热反应,由此可知（ ）
活化能：活化 化学反应过程中的能量变化关系： 分子所多出的 何为活化
能？那部分能量。
其中E1为活化能 E2-E1是反应热
（2）从化学键的角度理解反应与能量变化的关系
键能数据： H-H 436 kJ/mol Cl-Cl 243 kJ/mol H-Cl 431 kJ/mol
即
当∆H为“－”（ ∆H<0）时，为放热反应
当∆H为“＋”（ ∆H>0）时，为吸热反应
通过此图大家还能发现这反应热 ∆H有什么规律？
（1）从物质包含的能量角度理解反应热 ΔH=∑生成物能量-∑反应物能量
•当反应物的总能量高于生成物的总能量，则放出热量。由于放 热反应,使反应本身的能量降低,规定ΔH<0或 ΔH为“-”.
【特别提醒】 (1)化学反应表现为吸热或放热与反应开始是否需要加热无关，需要 点燃 CO2 Δ H＜0，不需要加热的反 加热的不一定是吸热反应，如C＋O2 ===== 应也不一定是放热反应，如Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应。 (2)浓硫酸、NaOH固体溶于水放热，NH4NO3溶于水吸热，但此类热效 应属于溶解热，不属于放热反应或吸热反应。 (3)利用放热反应和吸热反应可以比较反应物和生成物的相对稳定 性，能量越低越稳定。
(g) = CO(g)+H2(g) ΔH3=?;
重点和热点：
1.化学反应中能量变化的有关概念, 了解吸热 反应和放热反应,燃烧热和中和热; 2.热化学方程式的书写与判断对错; 3.判断各种条件下反应热或△H的数量大小; 4.反应热的有关计算问题,盖斯定律的运用; 5.中和热实验测定; 6.常识性介绍燃料充分燃烧的条件，培养节约 能源及环境保护等意识。 学习重点： 热化学方程式的判断正误、反应热或△H数量 大小的判断 。
以H2+Cl2=2HCl为例
键能与反应热的关系: △H=∑反应物键能—∑生成物键能（约为） △H=（436+243）-2×431=—183KJ/mol
小结：反应过程中总能量变化
∆H＝ E（生成物的总能量）－ E（反应
物的总能量）
∆H＝ E（反应物分子化学键断裂时所吸收的
总能量）－ E（生成物分子化学键形 成时所释放的总能量） 即：反应物键能总和-生成物键能总和
△H1=△H2+△H3
2、有关反应热的计算
（1)根据反应物和生成物的总能量计算;
;
(2)根据反应物和生成物的总键能计算
2．（2007全国理综）已知①1molH2分子中化学键断裂时需要吸收
436kJ的能量；②1molCl2分子中化学键断裂需要吸收243kJ的能量；
③由H原子和Cl原子形成1molHCl分子时释放431kJ的能量。下列叙 述正确的是（ ） A.氢气和氯气反应生成氯化氢气体的热化学方程式是： H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) B.氢气与氯气反应生成2mol氯化氢气体,反应的ΔH=183kJ·mol-1 C氢气与氯气反应生成2mol氯化氢气体,反应的ΔH= -183kJ·mol-1 D氢气与氯气反应生成1mol氯化氢气体,反应的ΔH= -183kJ·mol-1
化 学 反 应
吸热反应
2. 用C 、H2 、CO还原金属氧化物; C+H2O/CO2
3.某些加热分解反应 4.水解、电离 1.金属与酸的反应 5.铝热反应
放热反应
2.可燃物的燃烧反应 6.硫酸工业三反应 3.酸碱中和反应 反应 7.合成氨及氨催化氧化
4.大多数化合反应如：CaO+H2O=Ca(OH)2
三、热化学方程式
1、定义： 表明反应所放出或吸收的热量的化学方程式
2、意义：不仅表明化学反应中 物质 的变化，也 表明了化学反应中的 能量 变化。如： 2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)；ΔH= -484kJ· mol-1
表示：25℃、101KPa条件下，2molH2(g)和
热化学方程
请说明这个
A
已知：
（3）利用盖斯定律计算
ΔH1=-110.5kJ/mol
①C(s)+1/2O2(g) = CO(g)
②2H2(g)+O2(g) = 2H2O (g) ΔH2=-483.6kJ/mol 那么碳和适量水蒸气反应生成1摩尔一氧化碳和适量氢
气的反应热为多少？
解析：先确定待求的反应方程式③C(s)+H2O
例.下列有关中和热的说法不正确的是 （ B
）
A 、在稀溶液里酸与碱反应，生成 1molH 2 O 放出 的热量，叫中和热 B、1mol硫酸与1molBa(OH)2完全中和所放出的热 量为中和热 C、书写中和热的热化学方程式应以生成 1molH2O(l)为标准来配平其余物质的化学计量数 D、醋酸(aq)与氢氧化钠(aq) 反应的反应热为 ΔH ＝－a kJ/mol，则a< 57.3
感悟高考:
2.（05全国卷I）已知充分燃烧a g 乙炔气体时生成 1mol二氧化碳气体和液态水，并放出热量bkJ，则 乙炔燃烧的热化学方程式正确的是（ A ） A．2C2H2(g) + 5O2(g) = 4CO2(g) + 2H2O(l)； △H = －4b KJ/mol B．C2H2(g) + 5/2O2(g) == 2CO2(g) + H2O(l)； △H = 2b KJ/mol C．2C2H2(g) + 5O2(g) == 4CO2(g) + 2H2O(l)； △H = －2b KJ/mol D．2C2H2(g) + 5O2(g) == 4CO2(g) + 2H2O(l)； △H = b KJ/mol
•当反应物的总能量低于生成物的总能量，则吸收热量。 由于吸热反应，使反应本身的能量升高，规定ΔH>0 或ΔH为
“+” .
【要点深化】吸热反应与放热反应的比较
判断依据 反应物总能量 与生成物总能 量的相对大小 与化学键 的关系 Δ H 的符号 生成物分子成键时释放 子断裂时吸收的总能量 Δ H<0(“－”号) 生成物分子成键时释放出 裂时吸收的总能量 Δ H>0(“＋”号) 出的总能量大于反应物分 的总能量小于反应物分子断 放热反应 吸热反应
三、盖斯定律及其应用
1、盖斯定律： 化学反应不管是一步完成还是分几 步完成,其反应热是相同的.也就是说,在化学反应 中，放出或吸收的热量，仅决定于反应物初始状 态和生成物的最终状态，而与反应的途径无关。 （或叙述为：若是一个反应可以分几步进行，则 各步反应的反应热总和与这个反应一次发生时的 反应热相同。）
P(s)→P2O5(s) ③在写热化学方程式时，应以燃烧1mol物质
或生成1molH2O为标准来配平其他物质的化学计量。
例．下列热化学方程式中△H的绝对值能表 示可燃物的燃烧热的是 （ D ）
A．H2（g）+Cl2（g）=2HCl（g）； △H=－184.6kJ/mol B．CH4（g）+2O2（g）=CO2（g）+2H2O（g）； △H=－802.3kJ/mol C．2H2（g）+O2（g）=2H2O（l）； △H=－571.6kJ/mol D．CO（g）+1/2O2（g）=CO2（g）； △H=－283kJ/mol
1molO2(g)完全反应生成 2molH2O(g)时要释 式的含义。 放出484KJ的热量。
2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)；ΔH= —484kJ· mol-1 2H2+O2=2H2O 【思考】 对比这两个方程式，它们的区别是什么？
1、一般化学方程式只表明化学反应中的物质变化， 不能表明化学反应中的能量变化。热化学方程式 既能表明化学反应中的物质变化，又能表明化学 反应中的能量变化。 2、化学方程式中的化学计量数可表示分子数、物 质的分数。
●注意反应的可逆性：
热化学方程式中的反应热是表示反应物完全反 应时的热量变化，与反应是否可逆无关。 如：2SO2(g)＋O2(g)=2SO3(g) ΔH＝－a
kJ/mol，是指2 mol SO2气体与1 mol O2完全反应 生成2 mol SO3时，放出a kJ的热量，若将2 mol SO2与1 mol O2气体放于一密闭容器中在一定条 件下反应达平衡时，放出的热量要小于a kJ，且 当平衡移动(各物质状态不变)时，ΔH不变。
E 反应物>E 生成物
E 反应物<E 生成物
例1.下列叙述正确的是
（ A C）
A.化学反应一定伴随着能量的变化 B.化学反应中的能量变化都表现为热量的变化
C.若△H<0，则反应物的能量高于生成物的能量
D.若△H>0，则反应物的能量高于生成物的能量