化学必修二第二章学案及知识点汇总

第一节 化学反应与能量的变化
重难点一 反应热
1．反应热的理解
在化学反应过程中放出或吸收的热量通常叫做反应热；而物理变化中的能量变化不是反应热，如NH 4NO 3溶于水的吸热，浓H 2SO 4的稀释放热等。

2．吸热反应与放热反应的比较
类型 比较
放热反应 吸热反应 定义 释放热量的化学反应 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的总能量大于反应物分子断裂时吸收的总能量 生成物分子成键时释放的总能量
小于反应物分子断裂时吸收的总
能量
表示方法 ΔH <0 ΔH >0
图示
特别提醒 物质的键能、内能与其稳定性的关系：
物质的键能越小，稳定性越差，其内能越高；反之键能越大，稳定性越强，其内能越低。

(1)常见的放热反应
①活泼金属与H 2O 或酸的反应。

如：2Al ＋6HCl===2AlCl 3＋3H 2↑
②酸碱中和反应。

如：2KOH ＋H 2SO 4===K 2SO 4＋2H 2O
③燃烧反应。

如：2CO ＋O 2=====点燃
2CO 2
CH 3CH 2OH ＋3O 2=====点燃2CO 2＋3H 2O
④多数化合反应。

如：Na 2O ＋H 2O===2NaOH ；CaO ＋H 2O===Ca(OH)2
(2)常见的吸热反应
①多数的分解反应。

如：CaCO 3=====高温CaO ＋CO 2↑CuSO 4·5H 2O=====△CuSO 4＋5H 2O
②2NH 4Cl(s)＋Ba(OH)2·8H 2O(s)===BaCl 2＋2NH 3↑＋10H 2O
③C(s)＋H 2O(g)=====高温CO ＋H 2 ；④CO 2＋C=====△2CO
重难点二 热化学方程式书写应注意的问题
热化学方程式同时表明了两个方面的问题，一是新旧物质之间的转化，二是化学能与热能之间的转化。

因此，热化学方程式必须同时符合质量守恒定律和能量守恒定律。

书写热化学方程式应注意以下五点：
1．注意ΔH 的符号
ΔH 只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边，且中间留字空。

若为放热反应，ΔH 为“－”；若为吸热反应，ΔH 为“＋”。

ΔH 的单位一般为kJ/mol 。

2．注意测定条件
注意反应热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意ΔH 的测定条件。

绝大多数ΔH 是在25℃、101 325Pa 下测定的，可不注明温度和压强。

3．注意物质的聚集状态
注意反应物和生成物的聚集状态不同，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 ”，液体用“l ”，固体用“s ”，溶液用“aq ”。

热化学方程式中不用“↑”和“↓”。

4．注意化学计量数
注意热化学方程式是表示反应已完成的数量。

由于ΔH 与反应完成物质的量有关，所以方程式中化学式前面的化学计量数必须与ΔH 相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH 也要加倍。

当反
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。

例如：已知
H2(g)＋1
2
O2(g)===H2O(l)ΔH＝－285.8 kJ/mol，则H2O(l)===H2(g)＋
1
2
O2(g)ΔH＝＋285.8
kJ/mol，2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l)ΔH＝－571.6 kJ/mol。

5．注意ΔH的单位
关于ΔH的单位“kJ/mol”并不是指每摩尔具体物质反应时伴随的能量变化是多少千焦，而是指给定形式的具体反应以各物质的化学计量数来计量其物质的量伴随的能量变化。

重难点三中和反应的反应热测定时应注意的问题
1．酸碱溶液应当用强酸、强碱的稀溶液(0.1 mol/L～0.5 mol/L)
(1)测定中和热时不能用浓酸或浓碱，因浓酸或浓碱溶于水一般都要放热。

(2)测定中和热时不能用弱酸或弱碱，因弱酸或弱碱在水溶液中不能完全电离，若改用弱酸或弱碱，它们电离时要吸收一部分热量。

2．要使用同一支温度计
分别先后测量酸、碱及混合液的温度时，测定一种溶液后必须用水冲洗干净并用滤纸擦干。

温度计的水银球部分要完全浸入溶液中，且要稳定一段时间再记下读数。

3．实验中所用的盐酸和氢氧化钠溶液配好后要充分冷却至室温，才能使用。

4．操作时动作要快，尽量减少热量的散失。

5．实验时亦可选用浓度、体积都不相同的酸碱溶液进行中和热的测定，但在计算时，取二者中量小的一种，因为过量的酸碱并不参与中和反应。

第二节燃烧热能源
重难点一关于燃烧热的理解
1．对“稳定的化合物”的理解
常温、常压下，1 mol纯可燃物燃烧时生成不稳定的化合物时，放出的热量不是燃烧热。

“稳定的化合物”是指在常温、常压能稳定存在且不能再燃烧的物质。

如，C燃烧的稳定产物是CO2而不是CO；H2燃烧的稳定产物是液态水，而不是气态水。

2．燃烧热的表述方法
燃烧热是反应热的一种。

由于燃烧是放热反应，故用文字表述时用“正值”，但用ΔH表示时必须注明符号。

如：CH4的燃烧热为890.31 kJ/mol或ΔH＝－890.31 kJ/mol。

特别提醒①中和热的表述方法和燃烧热相似。

②一般反应的反应热表述时，无论用文字还是ΔH，都必须注明“＋”“－”。

[来源:21世纪教育网]
3．燃烧热的热化学方程式的书写：
书写表示燃烧热的热化学方程式时，应以燃烧1 mol物质为标准来配平其余物质的化学计量
数。

例如：C8H18(l)＋25
2
O2(g)===8CO2(g)＋9H2O(l)ΔH＝－5 518 kJ/mol，即C8H18的燃烧热为5 518
kJ/mol。

4．燃料燃烧放出热量的计算
Q＝可燃物物质的量×燃烧热。

重难点二燃烧热和中和热的区别与联系
燃烧热中和热
相同点能量变化放热反应
ΔH及其
单位
ΔH<0，kJ/mol
不同点反应物的
量
1 mol 不一定为1 mol
生成物的
量
不一定为1 mol 1 mol
25℃、101 kPa时，1 mol在稀溶液里，强酸与强碱发生中和
反应热的含义纯物质完全燃烧生成
稳定的化合物时所放
出的热量
反应生成1 mol 水时所释放的热量
注意中和热是以生成1 mol水所放出的能量来测定的，因此书写它们的热化学方程式时，应以生成1 mol H2O为标准来配平其余物质的化学计量数；而燃烧热是以1 mol 可燃物质为标准，故书写燃烧热的热化学方程式时，应以此为标准配平，其他反应物、生成物的化学计量数既可用整数表示，也可用分数来表示。

重难点三能源
1．能源的类型
凡是能提供某种形式能量的物质，或是物质的运动，统称为能源。

它是人类取得能量的来源，包括已开采出来的可供使用的自然资源与经过加工或转移的能量的来源。

能源的分类方法有多种：
(1)一次能源和二次能源
从自然界直接取得的天然能源叫一次能源，如原煤、原油、流过水坝的水等；一次能源经过加工转换后获得的能源称为二次能源，如各种石油制品、煤气、蒸汽、电力、氢能、沼气等。

(2)常规能源与新能源
在一定历史时期和科学技术水平下，已被人们广泛利用的能源称为常规能源，如煤、石油、天然气、水能、生物质能等；随着科技的不断发展，才开始被人类采用先进的方法加以利用的古老能源以及新发展的利用先进技术所获得的能源都是新能源，如核聚变能，用以发电的风能、太阳能、海洋能等。

(3)可再生能源和非再生能源
可连续再生、永久利用的一次能源称为可再生能源，如水能、风能等；经过亿万年形成的、短期内无法恢复的能源，称之为非再生能源，如石油、煤、天然气等。

2．新能源的特点及开发应用
为应对能源危机，满足不断增大的能源需求，现在正探索的新能源有：太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能和生物质能等。

新能源优点缺点
太阳能能量巨大、清洁、充足，不需要开采、
运输
能量密度低
开发成本高
稳定性差
氢能
燃烧热值高
资源丰富
无毒、无污染
储存、运输困难
地热能蕴藏量丰富正开发之中
风能能量巨大不稳定，受地区、季节、气候影响甚大
第三节化学反应热的计算
重难点一盖斯定律的应用
1．盖斯定律的应用
反应热的热效应只与始态和终态有关，就像登山至山顶一样，不管选择哪一条路线，山的海拔是不变的。

若反应物A变为生成物D，可以有两个途径：①由A直接变成D，反应热为ΔH；②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。

如下图所示：21世纪教育网
则有：ΔH=ΔH1＋ΔH2＋ΔH3
如：已知下列两个热化学方程式：
①P4(白磷，s)+5O2(g)===P4O10(s)
ΔH1=-2 983.2 kJ/mol
②4P(红磷，s)+5O2(g)=== P4O10(s)
ΔH2=-738.5 kJ/mol
要写出白磷转化为红磷的热化学方程式可虚拟如下过程：
根据盖斯定律
ΔH=ΔH1＋(-ΔH2)×4=-2 983.2 kJ/mol+738.5 kJ/mol×4=-29.2 kJ/mol
所以白磷转化为红磷的热化学方程式为P4(白磷，s)===4P(红磷，s)ΔH=-29.2 kJ/mol。

2．应用盖斯定律计算反应热时的注意事项
(1)热化学方程式同乘以某一个数时，反应热数值也必须乘上该数。

(2)热化学方程式相加减时，同种物质之间可相加减，反应热也随之相加减。

(3)将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“+”、“-”号必须随之改变。

[来源:21世纪教育网
重难点二反应热计算的类型及方法
1．根据热化学方程式计算：反应热与反应物各物质的物质的量成正比。

2．根据反应物和生成物的能量和计算：
ΔH＝生成物的能量和－反应物的能量和。

3．根据反应物和生成物的键能和计算：
ΔH＝反应物的键能和－生成物的键能和。

4．根据盖斯定律计算：将热化学方程式进行适当的“加”、“减”等变形后，由过程的热效应进行计算、比较。

5．根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)＝n(可燃物)×ΔH。

6．根据比热公式进行计算：Q＝cmΔT。

特别提醒反应热计算的注意事项
(1)反应热数值与各物质的化学计量数成正比，因此热化学方程式中各物质的化学计量数改变时，其反应热数值需同时做相同倍数的改变。

(2)热化学方程式中的反应热是指反应按所给形式完全进行时的反应热。

(3)正、逆反应的反应热数值相等，符号相反。

(4)求总反应的反应热，不能不假思索地将各步反应的反应热简单相加。

不论一步进行还是分步进行，始态和终态完全一致，盖斯定律才成立。

某些物质只是在分步反应中暂时出现，最后应该恰好消耗完。