高中化学化学反应的焓变和热化学方程式分析报告.ppt

(2)由化学键的形成和断裂过程的能量变化求焓变的公式： ΔH＝反应物的化学键断裂吸收的能量总和－生成物的化学键形成时放出的能量总和。或ΔH＝反应物键能总和－生成物键能总和。 2．焓变与物质能量的关系 　　类型 比较　　 放热反应 吸热反应 关系 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 表示方法 ΔH0 ΔH0 　　类型 比较　　 放热反应 吸热反应 图示 　　类型 比较　　 放热反应 吸热反应 实例 H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)　ΔH＝－183 kJ·mol－1 C(s)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g) ΔH＝＋131.3 kJ·mol－1 [例1]　(2011·重庆高考)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 (　　) A．－1 780 kJ·mol－1　　　　 B．－1 220 kJ·mol－1 C．－450 kJ·mol－1 D．＋430 kJ·mol－1 [解析]　断裂1 mol S－S键吸收能量280 kJ，断裂3 mol F－F键吸收能量3×160 kJ，则吸收的总能量为Q吸＝280 kJ＋3×160 kJ＝760 kJ，释放的总能量为Q放＝330 kJ×6＝1 980 kJ，由反应方程式：S(s)＋3F2(g)===SF6(g)可知，ΔH＝760 kJ·mol－1－1 980 kJ·mol－1＝－1 220 kJ·mol－1。 [答案]　B 1．热化学方程式与普通化学方程式的区别 普通化学方程式 热化学方程式 化学 计量数 整数，既表示微粒个数又表示微粒的物质的量 可以是整数也可以是分数，只表示微粒的物质的量 物质状态 不要求注明 必须在物质或微粒之后注明 普通化学方程式 热化学方程式 ΔH符号 及单位 无 必须注明 意义 表明了化学反应中物质的变化 不仅表明了化学反应中物质的变化，而且表明了化学反应中能量的变化 2．书写热化学方程式应注意的问题 (1)注意ΔH的符号： ΔH只能写在热化学方程式的右边，且中间留空格。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－1。 (2)注意测定条件： 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。在25℃、101 kPa下测定的ΔH，可不注明温度和压强。 (3)注意物质的聚集状态： 反应物和产物的聚集状态不同，反应热ΔH也不同。因此，书写热化学方程式必须注明物质的聚集状态。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标“↑”和“↓”。 (4)注意化学计量数： ①化学计量数只表示物质的量，因此可以为分数或小数。 ②由于ΔH与反应物的物质的量有关，所以热化学方程式中化学式前面的化学计量数必须与ΔH相对应： a．化学计量数和反应热数值可以同时增大或减小相同的倍数。 b．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。 (5)注意ΔH的单位： 关于ΔH的单位“kJ·mol－1”并不是指每摩尔具体物质反应时伴随的能量变化，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时伴随的能量变化。 (6)热化学方程式一般不写反应条件。 [例2]　(2013·广雅期中)1 g H2完全燃烧生成液态水放出142.9 kJ热量，下列反应的热化学方程式正确的是(　　) A．H2＋O2===2H2O　 ΔH＝－571.6 kJ·mol－1 B．H2(g)＋1/2O2(g)===H2O(l) ΔH＝－142.9 kJ·mol－1 C．H2(g)＋1/2O2(g)===H2O(l) ΔH＝－285.8 kJ·mol－1 D．2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)　 ΔH＝571.6 kJ·mol－1 [答案]　C 热化学方程式书写或正误判断时常出现的错误 (1)漏写或错写物质的聚集状态。 (2)漏写或混淆ΔH的正