2013届高考化学第一轮考点-第4讲化学反应与能量课件.ppt

热点知识剖析 能源问题是现代社会的热点问题，化学反应与能量的知识也是高考中所考查的热点，常以能源问题为切入点，从不同角度考查化学反应与能量的基础知识。这部分知识常与化学平衡、物质结构、元素化合物等知识点结合考查分析问题和解决问题的能力。在复习中，要能理解化学反应中能量变化的本质、类型和定量表示方法等，熟练运用热反应方程式、盖斯定律等知识分析问题，并注意总结这部分知识与其他部分知识之间的联系。 　　基础知识回顾 　　1.反应热是指化学反应过程中　　。 　　　　　　，恒压恒温条件下的反应热又称　　，符号为　　，常用单位是 　 　　　　。化学反应中能量变化的原因是由于化学键的断裂和形成，当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要　　能量，形成生成物中的化学键要放出能量。 　　确定一个化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，可比较反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小，当反应物的总能量大于生成物的总能量时，ΔH　　 ,反应为放热反应；当反应物的总能量小于生成物的总能量时，ΔH　　 ，反应为　。 反应。 2.热化学方程式是能够表示　　　的化学方程式。书写热化学反应方程式要注意的问题有：①要标明反应条件(25 ℃和101 kPa时可不标)；②要标明物质的状态；③要标出焓变并与反应系数相对应。 3.25 ℃和101 kPa时，1 mol物质完全燃烧的反应热叫做该物质的标准燃烧热。能源是指能提供能量的自然资源，它包括化石燃料(煤、石油、天然气)、阳光、风力、流水、潮汐、柴草等，我国目前使用的主要能源是　　　　，这种能源面临的问题是蕴藏量有限、不能再生、最终会枯竭。 　　4.不管反应是分一步完成或分几步完成，其总的热效应是　　的。或者说，化学反应的焓变只与反应的　　和　　有关，而与反应的 　　无关，这就是盖斯定律。若反应A→B，A→C，C→B的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3，利用盖斯定律，ΔH1、ΔH2、ΔH3的关系可表示为ΔH1=ΔH2+ΔH3，如果A→C的反应很难发生，可利用ΔH2=ΔH1-ΔH3间接地计算其反应热。 重点知识归纳 1.反应热焓变 化学反应过程中当反应物和生成物具有相同温度时释放或吸收的热量叫化学反应的反应热。在恒温恒压条件下产生的反应热又称反应的“焓变”。符号用ΔH表示，单位常采用kJ·mol-1。放热反应，ΔH0;吸热反应，ΔH0。 (1)反应热的计算方法 ①利用反应物与生成物的键能进行计算 化学反应中能量变化的原因是由于化学键的断裂和形成。当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。反应热与键能的关系如下： ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和 ②利用反应物与生成物的总能量进行计算 各种物质都储存有化学能，不同的物质不但组成和结构不同，而且所包含的能量也不同。反应热可根据反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小进行计算，当反应物的总能量大于生成物的总能量时,反应为放热反应，当反应物的总能量小于生成物的总能量时反应为吸热反应。即： ΔH=生成物的总能量-反应物的总能量 (2)放热反应与吸热反应 续表 (3)如果一个反应的焓变 ，则 其逆反应的ΔH′=-akJ·mol-1。例如：2H2(g)+O2(g)　　2H2O(l)ΔH=akJ·　mol-1,2H2O(l)　 2H2(g)+O2(g)ΔH′=-a kJ·mol-1，H2（g）+ O2(g) H2O(l) ΔH= kJ·mol-1。 　　2.热化学方程式 　　(1)热化学方程式与化学反应方程式的对比： (2)书写热化学方程式的注意事项： ①要注明温度、压强等条件，如未注明，指25 ℃、101 kPa。 ②反应的热量与反应物、生成物的状态有关。热反应方程式要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型。常用s、l、g分别表示固体、液体、气体，物质的水溶液则用“aq”表示。 ③放热反应ΔH0,吸热反应ΔH0，单位是 kJ·mol-1。 ④ΔH与方程式计量系数有关，注意方程式与ΔH的对应。 3.盖斯定律 不管化学反应是一步完成还是分几步完成，其总的热效应是相同的，即反应的焓变只与体系的始态和终态有关，而与反应途径无关。通俗地说，相关热化学方程式之间可以“加减”，随之反应热ΔH也相应地“加减”。即在如下图所示的变化过程中，存在以下的关系：ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3 　　　　(考查化学反应中能量变化的概念)(2010·山东卷)下列与化学反应能量变化相关的叙述正确的是(　　) A．生成物总能量一定低于反应物总能量 B．放热反应的反应速率总是大于吸热反应的反应速率 C．应用盖斯定律，可计算某些难以直接测量的反应焓变 D．同温同压下，H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)在光照和点燃条