第六章第1讲化学反应与能量.ppt

* ΔH kJ·mol－1 kJ/mol 能量 物质 质量 能量 热能 热量 恒压 热效应 吸 放 ΔH1＋ ΔH2 一步 分几步 相同 物质的量 反应热 物质 能量 s l g aq D C kJ·mol－1 1 放热 1 25 ℃、101 kPa 1 57.3 1 稀溶液 C 能量 柴草 化石能源 多能源结构 煤 石油 天然气 不能 太阳能 氢能 风能 地热能 海洋能 生物质能 可以 化石燃料 环境污染 适当过量的空气 足够大的接触面积 粉碎成粉末 喷成雾状 C 环形玻璃搅拌棒 温度计 保温、隔 热，减少实验过程中热量的损失 碱 上下搅动 快，热量损失大 铜传热 9．某反应的ΔH＝＋100 kJ·mol－1，下列有关该反应的叙述正确的是(　　) A．正反应活化能小于100 kJ·mol－1 B．逆反应活化能一定小于100 kJ·mol－1 C．正反应活化能不小于100 kJ·mol－1 D．正反应活化能比逆反应活化能小100 kJ·mol－1 第六章　化学反应与能量 第1讲　化学能与热能 [考纲解读]　1.了解化学反应中能量转化的原因，能说出常见的能量转化形式。2.了解化学能与热能的相互转化，了解吸热反应、放热反应、反应热等概念。3.了解热化学方程式的含义，能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。4.了解能源是人类生存和社会发展的重要基础，了解化学在解决能源危机中的重要作用。 考点一　化学反应的焓变 1．化学反应中的能量变化 (1)化学反应中的两大变化：变化和变化。 (2)化学反应中的两大守恒：守恒和守恒。(3)化学反应中的能量转化形式：、光能、电能等。通常主要表现为的变化。 2．焓变、反应热 (1)定义：在条件下进行的反应的。 (2)符号：。 (3)单位：或。 3．吸热反应和放热反应 (1)从反应物和生成物的总能量相对大小的角度分析，如图所示。 (2)从反应热的量化参数——键能的角度分析 (3)反应热ΔH的基本计算公式 ΔH＝生成物的总能量－反应物的总能量 ΔH＝反应物的总键能之和－生成物的总键能之和 (4)常见放热反应 ①可燃物的燃烧；②酸碱中和反应；③大多数化合反应；④金属跟酸的置换反应；⑤物质的缓慢氧化。 (5)常见吸热反应 ①大多数分解反应；②盐的水解和弱电解质的电离； ③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应；④碳和水蒸气、C和CO2的反应。 4．盖斯定律 对于一个化学反应，无论是完成，还是完成，其反应的焓变是的。 如由A到B可以设计如下两个途径： 途径一：A→B(ΔH) 途径二：A→C→B(ΔH1＋ΔH2)则焓变ΔH、ΔH1、ΔH2的关系可以表示为ΔH＝。 2．放热反应不需要加热就能反应，吸热反应不加热就不反应，对吗？ 4．某反应过程中体系的能量变化如图所示，下列说法错误的是(　　) A．反应过程可表示为B．E1为反应物的平均能量与过渡态的能量差，称为正反应的活化能 C．正反应的热效应为ΔH＝E1－E20，所以正反应为放热反应 D．此图中逆反应的热效应ΔH＝E1－E20，所以逆反应为放热反应 5．SF6是一种优良的绝缘气体，分子结构中只存在S—F键。已知：1 mol S(s)转化为气态硫原子吸收能量280 kJ，断裂1 mol F—F、S—F键需要吸收的能量分别为160 kJ、330 kJ，则S(s)＋3F2(g)SF6(g)的反应热ΔH为。 考点二　热化学方程式 1．概念 表示参与化学反应的物质的和的关系的化学方程式。 2．意义 表明了化学反应中的变化和变化。 如2H2(g)＋O2(g)2H2O(l)ΔH＝－571.6 kJ·mol－1 表示：2 mol氢气和1 mol氧气反应生成2 mol液态水时放出571.6 kJ的热量。 3．书写 (1)注明反应条件：反应热与测定条件(温度、压强等)有关。绝大多数反应是在25 ℃、101 kPa下进行的，可不注明。 (2)注明物质状态：常用、、、分别表示固体、液体、气体、溶液。 (3)注意符号单位：ΔH应包括“＋”或“－”、数字和单位(kJ·mol－1)。 (4)注意守恒关系：①原子守恒和得失电子守恒；②能量守恒。(ΔH与化学计量数相对应) (5)区别于普通方程式：一般不注“↑”、“↓”以及“点燃”、“加热”等。 (6)注意热化学方程式的化学计量数 热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，可以是整数，也可以是分数。且化学计量数必须与ΔH相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。 6．已知在1×105 Pa、298 K条件下，2 mol氢气燃烧生成水蒸气，放出484 kJ热量，下列热化学方程式正确的是(　　) A．H2O(g)H2(g)＋O2(g)　ΔH＝－242 kJ·mol－1 B．2H2(g)＋O2