第一章化学反应与能量复习课件

化学反应的实质就是反应物分子中化学键 断裂，形成新的化学键，重新组合成生成 物的分子的过程。旧键断裂需要吸收能量， 新键形成需要放出能量。而一般化学反应 中，旧键的断裂所吸收的总能量与新键形 成所放出的总能量是不相等的，而这个差 值就是反应中能量的变化。所以化学反应 过程中会有能量的变化。
例子:课本P2
注意问题∶
当△Ｈ为“-”或△Ｈ<Ｏ时，为放热反应；
当△Ｈ为“+”或△Ｈ>Ｏ时，为吸热反应。
要知道常见的放热反应和吸热反应
三、热化学方程式∶可以表述参加反应物质的 量和反应热的关系的化学方程式，叫做热化 学方程式。
书写热化学方程式应注意∶
１、需注明反应的温度和压强。如在多少度，多 少千帕；如在常温（250c）、常压（101kpa） 下，可不注明温度和压强的条件；
一、化学反应过程中同时存
在物质和能量的变化，能量
的释放或吸收是以发生变化
的物质为基础的，能量的多少
则以反应物和产物的质量为 基础。 二、反应热、焓变 反应热∶化学过程中放出或吸收的热量，叫做反应热， 也称为“焓变” ，符号用 △Ｈ表示，单位常采用 KJ/mol。
放热反应
吸热反应
表现 △H﹤0或△H为“—” △H﹥0或△H为“+” 行式 能量 生成物的总能量小 生成物的总能量 变化 于反应物的总能量 大于反应物的总 能量 键能 生成物总键能大于 生成物总键能小 变化 反应物总键能 于反应物总键能 联系 键能越大，物质能量越低，越稳定， 反之键能越小，物质能量越高，越不稳 定。
P4 ( s ) ＋ 5O2 ( g ) ＝ P4O10 ( s )
P ( s ) ＋ 5/4O2 ( g ) ＝ 1/4P4O10 ( s )
△H = —2983.2 kJ/mol
△H = —738.5 kJ/mol , 。（填“稳定”或“不稳
写出白磷转化为红磷的热化学方程式 由此可知，红磷比白磷 定”）
2.已知下列热化学方程式： 2H2（g）＋O2（g）=2H2O（g）； ΔH=－483．6 kJ/mol H2（g）＋1/2O2（g）=H2O（g）； ΔH=－241．8 kJ/mol H2（g）＋1/2O2（g）=H2O（I）； ΔH=－285．8 kJ/mol 则氢气的燃烧热为 （C ） A．－438．6 kJ/mol B．－241．8 kJ/mol C．－285．8 kJ/mol D．无法确定
写出下列反应的热化学方程式 （1）1molC(固态)与适量H2O(气态) 反应,生 成CO(气态)和H2(气态),吸收131.3kJ的热量
C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g) △H=+131.3KJ/mol
（2）0.5molCu(固态) 与适量O2(气态) 反应, 生成CuO(固态), 放出78.5 kJ的热量 2Cu(s)+O2(g)=2CuO(s) △H= － 314KJ/mol
二、影响化学反应速率的重要因素
1、浓度对反应速率的影响
内容：
其它条件不变，增加反应物浓度加快化学 反应速率。
原因：
反应物浓度增大 有效碰撞 次数增多
单位体积内活 化分子数增加 反应速率加快
2、压强对反应速率的影响
内容：
对于气体反应来说，增大压强相当于增大反 应物的浓度，反应速率加快．
原因： 增大压强
(4)NH3(aq)+ HCl(aq)=NH4Cl(aq) △H4=－52.3kJ/mol (5)NH4Cl(s)+2H2O(l)= NH4Cl(aq) △H5=？ 则第（5）个方程式中的反应热△H是________。
6.芒硝（Na2SO4•10H2O）是重要的化工 原料，具有广泛的用途。芒硝可调节室 内温度，科学家利用太阳能的方法之一， 是将装有芒硝的密闭聚乙烯管安装在房 屋的外墙内，当太阳照射时，它能将太 阳能转化为化学能，达到蓄热效果，使 室内保持较低温度；晚上，它能将化学 能转化为热能，使室内保持温度。请结 合方程式解析其原因。
2、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 B
A. 2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l) △H=-4b kJ B. 2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l) △H=-4b kJ/mol
熵判据
化学平衡常数
一、化学反应速率的表示方法 化学反应速率用单位时间内反应 物或生成物的物质的量浓度的变化表 示。在体积不变的反应器中，通常用 单位时间内反应物浓度的减少或生成 物浓度的增加来表示。
单位:mol/
（ L.min ）、 mol/（L.s）
数学表达式：
v= △C/△t
注意问题∶
（1）不同物质的速率的比值一定等于化学方 程式中相应的化学计量数之比 （2）化学反应速率一般不能用固体或纯液体 表示
3.下列各组热化学方程式中，化学反应的△H前者大于后者的是 ①C(s)＋O2(g)====CO2(g)；△H1
C(s)＋O2(g)====CO(g)；△H2
②S(s)＋O2(g)====SO2(g)；△H3 S(g)＋O2(g)====SO2(g)；△H4 ③H2(g)＋1/2O2(g)===H2O(l)；△H5 2H2(g)＋O2(g)====2H2O(l)；△H6 ④CaCO3(s)====CaO(s)＋CO2(g)；△H7 CaO(s)＋H2O(l)====Ca(OH)2(s)；△H8 A．① B．④ C．②③④ D．①②③
本章知识复习
知识结构
化 学 反 应 与 能 量 燃料的使用 反应热 焓变
1
燃烧热
2
节约能源的意义 能源 开发新能源
热化学方程式 焓变 盖斯定律
化学反应热计算 焓变
3
常见的放热反应： ☆燃烧反应 ☆酸碱中和反应 ☆活泼金属与水或酸的反应 ☆大多数化合反应 ☆铝热反应
放热过程：
浓硫酸稀释、NaOH固体溶于水、
1. 25℃、101 kPa时，完全燃烧0.5mol液态有机物，只生成
二氧化碳气体1.5mol和液态水2mol，放出热量1008.9kJ热量。 同温同压下，该有机物的蒸气密度是H2密度的30倍，写出该有 机物燃烧的热化学方程式。（要求写出计算过程）
2.红磷（P）和白磷（P4）均为磷的同素异形体。已知：
C. C2H2(g)+5/2O2(g)=2CO2(g)+H2O(g) △H=-4b kJ/mol
D. 2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l) △H=+4b kJ/mol
E. 2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l) △H=-2b kJ/mol
点拨：热化学方程式书写正误的判断可从物质的聚集 状态、△H的正负号、物质的量的大小、单位等主要方 面入手
Na2SO4•10H2O
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ吸热
放热
Na2SO4•nH2O + (10-n)H2O
本章知识复习
第二章知识结构
定量表 示方法
测 量 的 方 法
浓度、压强 影响化学反应 温度 速率的因素 催化剂 反应的可逆不可逆 化学平衡 化学平衡状态特点 影响因素及平衡 移动原理
化学反应速率
本课程重心
化学反应进行的方向
四、 燃烧热∶２５oC、101kPa时，
１mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时 所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。单 位为KJ/mol。如常温常压下，１mol甲烷 完全燃烧放出890.31KJ的热量，就是甲烷 的燃烧热∶
CH4（g）+2O2（g）= CO2（g）+2H2O（l） △H=－890.31KJ/mol
练
习
例 1：1molC与1molH2O(g)反应生成lmol CO(g)和1mol H2(g)，需要吸收131.5kJ 的热量，该反应的反应热为 △H=( ＋131.5 )kJ/mol。
例 2：拆开 lmol H—H键、lmol N－H键、 lmolN≡N键分别需要的能量是436kJ、 391kJ、946kj，则1mol N2生成NH3的反应 热为 ，1mol H2生成NH3的反 -92KJ/mol 应热为 。 -30.6KJ/mol
(3)等：正反应速率=逆反应速率 不变，各组分的含量一定。
五、能源
能源就是能提供能量的自然资源，它包括化石燃料、 阳光、风力、流水、潮汐及柴草等等。我国目前使 用的主要能源是化石燃料（煤、石油、天然气等）。
新能源∶太阳能，氢能，地热能，风能、海洋能、
核能、生物质能、反物质能、可燃冰等。
6、盖斯定律∶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。 若一个化学方程式可由另外几个化学方程式 相加减而得到，则该反应的焓变即为这几 个化学反应焓变的代数和。
4.已知下列各反应的焓变 Ca(s) + C(s,石墨) + 3/2 O2(g) = CaCO3 (s) △H = -1206.8 kJ/mol Ca(s) + 1/2 O2(g) = CaO(s) △H = -635.1 kJ/mol C(s,石墨) + O2(g) = CO2 (g) △H = -393.5 kJ/mol 试求CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g) 的焓变
２、应注明反应物和生成物的状态；固体（s）， 液体（l），气体（g）；不用↑和↓（因已注明 状态）。
３、热化学方程式中各物质前的化学计量 数不表示分子个数。化学计量数可以是整 数，也可以是分数。对于相同的反应，当 计量数不同时，其△H不同。 ４、在方程式右端要注明△H为多少“+” 或“一”kJ/mol。 ５、热化学方程式具有加和性，化学式前 面的计量数必须与△H相对应；反应逆向 进行时，△H值不变，符号相反。
三态变化（气到液到固）、新键形成等
常见的吸热反应：
☆大多数分解反应 ☆ Ba(OH)2· 8H2O和NH4Cl ☆以碳（CO、H2）作还原剂的氧化还原反应，
CO2+C=2CO 如：
C+H2O=CO+H2
吸热过程： 弱电解质的电离
水解 多数铵盐溶于水（如NH4NO3）、 三态变化（固到液到气）、旧键断裂等
二、中和热
1．定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应，生 成1mol水时的反应热叫做中和热。 2. 中和热的表示：
H+(aq)+OH-(aq)=H2O (1) △H=-57.3kJ／mol
3.要点：
Ⅰ、条件：稀溶液。稀溶液是指溶于大量水的离子 Ⅱ、反应物： （强）酸与（强）碱。中和热不包括离 子在水溶液中的生成热、电解质电离的吸热所伴随的热 效应 Ⅲ、生成1mol水。中和反应的实质是H+和OH-化合生成 H20，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热也 不在中和热之内 Ⅳ、放出的热量：57.3kJ/mol
反应物浓度增大 有效碰撞 次数增多 单位体积内活 化分子数增加 反应速率加快
3 、 温度：在其它条件不变的情况下， 升温反应速率增大，降温反应速率减小
原因：
温度升高 分子获得更 高的能量 有效碰撞 次数提高 反应速率加快
活化分子 百分数提高
4、催化剂加快反应速率
原因：
加入催化剂 活化分子百 分数提高
8、热化学方程式： S(g)+O2(g)=SO2(g) ΔH=－297.3kJ/mol 分析下列说法中正确的是（B D ） A．S(g)+O2(g)=SO2(l) ΔH>297.3KJ/mol B．S(g)+O2(g)=SO2(l) ΔH<297.3KJ/mol C．1molSO2的键能总和大于1molS和1molO2键能之 和 D．1molSO2的键能总和小于1molS和1molO2键能之 和
反应活化能 降低 有效碰撞 次数提高 反应速率加快
结论：向反应体系输入能量，都可以 改变化学反应速率
原因：反应体系内活化分子数或活化 分子百分数提高，有效碰撞次数增加， 从而加快化学反应速率。
三、化学平衡状态的特征
(1)逆：可逆反应
(2)动：动态平衡
√ (4)定：反应混合物中各组分的浓度保持 √
5.按照盖斯定律，结合下述反应方程式，回答问题，已 知： (1)NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl(s) △H1=－176kJ/mol
(2)NH3(g )+H2O(l)=NH3(aq)
(3)HCl(g) +H2O(l)=HCl(aq)
△H2=－35.1kJ/mol
△H3=－72.3kJ/mol