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第一讲 反应热 2007新考纲测试目标和能力要求 1、了解化学反应中能量变化的实质，知道化学能与热能的转化是化学反应中能量转化的主要形式。 2、认识能源是人类生存和发展的重要基础，知道节约能源、提高能量利用效率的实际意义。 3、了解焓变与反应热涵义。明确ΔH = H（反应产物）－H（反应物）。 4、理解盖斯定律，并能运用盖斯定律进行有关反应焓变的简单计算。 命题预测 1、新课标关注能源、提高能量利用效率，今年又是各地降低能耗，走可持续发展的一年，估计与实际相联系节约能源的试题可出现。 2、新课标明确了焓变与反应热的关系，极有可能出现运用盖斯定律进行有关反应焓变的简单计算。 知识体系和复习重点 一、反应热：化学反应都伴有能量的变化，常以热能的形式表现出来，有的反应放热，有的反应吸热。反应过程中放出或吸收的热叫做反应热。反应热用符号H表示，单位是kJ/molkJ·mol－1）。放热反应的H为“”，吸热反应的H为“”。反应热H）的确定常常是通过实验测定的。 H的大小比较中，反应热只比较数值的大小，没有正负之分；而比较△H大小时，则要区别正与负。 2H2(g)＋O2(g)=2H2O(g)；△H1＝－a kJ·mol－1 反应热：a kJ·mol－1，△H：－a kJ·mol－1 2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l)；△H2＝－b kJ·mol－1 反应热：b kJ·mol－1，△H：－b kJ·mol－1 a与b比较和△H1与△H2的比较是不一样 2、影响反应热大小的因素 ①反应热与测定条件（温度、压强等）有关不特别指明，即指，测定H1＝－a kJ·mol－1中，2molH2燃烧生成气态水放出的热量a kJ，该反应的反应热是a kJ·mol－1，该反应的△H是－a kJ·mol－1。注意这三个单位。 3、书写热化学方程式注意事项：注明反应的温度和压强（若在和条件下进行，可不予注明），注明H的“”与“”，放热反应为“”，吸热反应为“”。 H写在方程式右边，并用“；”隔开。 必须标明物质的聚集状态（气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，溶液用“aq”）。若用同素异形体要注明名称。各物质前的计量系数不表示分子数目只表示物质的量的关系。H与计量数成正比关系。同样的反应，计量系数不同，H也不同，例如：H＝－483.6kJ·mol－1 H2(g)＋O2(g)＝H2O(g)；△H＝－241.8kJ·mol－1 上述相同物质的反应，前者的H是后者的两倍。 燃烧热和中和热：在时，物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。在稀溶液里，酸跟碱发生中和反应而生成，这时的反应热叫做中和热。燃烧热的热化学方程式强调燃烧物前的计量数为1中和热强调热化学方程式中水前的计量数为1。燃烧热生成稳定的氧化物如：的燃烧热的热化学方程式O2(g)＝H2O(l)；△H＝－286kJ·mol－1 中和热的热化学方程式： NaOH(aq)＋H2SO4(aq)＝Na2SO4(aq)＋H2O(l)；△H＝－57.3kJ·mol－1 例题： （2000年天津）由氢气和氧气反应生成水蒸气放热，写出该反应的热化学方程式：。若1g水蒸气转化液态水，则反应O2(g)＝H2O(l)的△H＝ kJ·mol－1，氢气的燃烧为。 答案：O2(g)＝H2O(g)；△H＝－241.8kJ·mol－1 －285.8 285.8 。 解析：燃烧热是指物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量，因此在热化方程式中，的化学计量数应该为1。的燃烧也应该是完全燃烧并生成和液态水时所放出的热量，所以的热是，而不是如：H。△H == E(H－H)＋E(Cl－Cl)－2E(H－Cl)。 3、盖斯定律：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关。这就是盖斯定律。利用盖斯定律可以间接计算反应热。 例如：H1 C(s)＋O2(g)＝CO(g)；△H2 CO(g)＋O2(g)＝CO2(g)；△H3 依盖斯定律有：H1＝△H2＋△H3。O2(g)=H2O(l)；△H=-285.8KJ/mol 例2、含NaOH 20.0g的稀溶液与足量的稀盐酸反应，放出28.7KJ的热量，表示该反应中和热的热化学方程式正确的是( ) A．NaOH(aq)+HCl(aq)=NaCL(aq)+H2O(l)；△H =+28.7KJ/mol B．NaOH(aq)+HCl(aq)=NaCL(aq)+H2O(l)；△H=-28.7KJ/mol C．NaOH(aq)+HCl(aq)=NaCL(aq)+H2O(l)；△H=+57.4KJmol D．NaOH(aq)+HCl(aq)=NaCL(aq)+H2O(l