新高考化學復習專題九化學反應的熱效應教學課件

專題九化學反應的熱效應考點1化學反應中的能量變化1.反應熱和焓變(1)反應熱:在等溫條件下,化學反應體系向環(huán)境釋放或從環(huán)境吸收的熱量,稱為化學反

應的熱效應,簡稱反應熱。(2)焓變:在等壓條件下進行的化學反應,其反應熱等于焓變,其符號為ΔH,常用單位是kJ

/mol或kJ·mol-1。

吸熱反應放熱反應圖示

意義E1表示正反應活化能,E2表示逆反應活化能ΔHΔH=生成物總能量-反應物總能量ΔH=正反應活化能-逆反應活化能2.化學反應中能量變化的原因(1)從反應物和生成物總能量大小角度分析特別注意ΔH單位中“mol-1”表示每摩爾反應放出的能量,所以ΔH必須與化學方程式一一對應。(2)從鍵能角度分析ΔH=反應物鍵能總和-生成物鍵能總和(3)催化劑的影響

催化劑參與反應,改變反應歷程,降低反應活化能,增大反應速率(正、逆反應速率都增

大),縮短達到平衡的時間,但是不能改變反應熱(ΔH),不能使平衡移動,不能改變平衡常數(shù),不能改變平衡轉(zhuǎn)化率。(4)常見的吸熱、放熱反應吸熱反應:①大多數(shù)分解反應;②鹽類的水解;③Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl的反應;④C和水

蒸氣、C和CO2的反應等。放熱反應:①可燃物的燃燒;②中和反應;③大多數(shù)化合反應;④金屬與酸的置換反應;⑤

緩慢氧化等。比較項目燃燒熱中和反應反應熱能量變化放熱,ΔH<0含義在101kPa時,1mol純物質(zhì)完全燃燒生成指定產(chǎn)物時所放出的熱量在稀溶液里,酸和堿發(fā)生中和反

應時所放出的熱量反應物的量可燃物為1mol不一定為1mol注意①測定燃燒熱時可燃物中元素對應的指定產(chǎn)物,如C→CO2(g),H→H2O(l),S→SO2(g),N→N2(g)等。②在25℃和101kPa下,強酸的稀溶液與強堿的稀溶液發(fā)生中和反應生成1molH2O時,放出57.3kJ的熱量。3.燃燒熱與中和反應反應熱的比較考點2熱化學方程式蓋斯定律1.熱化學方程式(1)意義:表明了化學反應中的物質(zhì)變化和能量變化。例如2H2(g)+O2(g)

2H2O(l)

ΔH=-571.6kJ·mol-1,表示25℃和101kPa下,2mol氫氣和1mol氧氣反應生成2mol液態(tài)

水時放出571.6kJ的熱量。(2)書寫要求①寫出正確的化學方程式,注明反應的溫度和壓強(25℃、101kPa下的反應可不注明)。②注明各物質(zhì)的聚集狀態(tài):固態(tài)(s)、液態(tài)(l)、氣態(tài)(g)、水溶液(aq),不用“↑”和“↓”。③熱化學方程式中各物質(zhì)前的化學計量數(shù)可以是整數(shù)也可以是分數(shù)。注意

無論化學反應是否可逆,熱化學方程式中的ΔH都表示反應進行到底時的能量變化。歸納總結(jié)“五審”法判斷熱化學方程式的正誤2.蓋斯定律(1)內(nèi)容:不管化學反應是一步完成還是分幾步完成,其反應熱是相同的,即化學反應的

反應熱只與反應體系的始態(tài)和終態(tài)有關(guān),而與反應的途徑無關(guān)。(2)應用:有些反應很難直接測其反應熱,可用蓋斯定律間接計算。熱化學方程式(或反應關(guān)系)焓變之間的關(guān)系aA(g)

B(g)

ΔH1A(g)

B(g)

ΔH2ΔH1=aΔH2aA(g)

B(g)

ΔH1B(g)

aA(g)

ΔH2ΔH1=-ΔH2

ΔH=ΔH1+ΔH21.判斷正誤(正確的打“√”,錯誤的打“×”)。(1)同溫同壓下,反應H2(g)+Cl2(g)

2HCl(g)在光照和點燃條件下的ΔH不同。(

)(2)已知H+(aq)+OH-(aq)

H2O(l)

ΔH=-57.3kJ·mol-1,則Ba(OH)2和鹽酸反應的反應熱ΔH=2×(-57.3)kJ·mol-1。(

)(3)500℃、30MPa下,將0.5molN2和1.5molH2置于密閉容器中充分反應生成NH3(g),

放熱19.3kJ,其熱化學方程式為N2(g)+3H2(g)

2NH3(g)

ΔH=-38.6kJ·mol-1。

(

)×××2.在測定中和反應反應熱的實驗中,下列說法正確的是

(

)A.酸、堿溶液應沿玻璃棒分三次倒入小燒杯B.用銅棒代替環(huán)形玻璃攪拌棒,會使測得的反應熱的絕對值偏大C.用0.55mol/L的NaOH溶液分別與0.5mol/L的鹽酸、醋酸溶液反應,所取溶液體積相

等,則測得的反應熱數(shù)值相同D.測量終止溫度時,應當記錄混合溶液的最高溫度D3.在25℃和101kPa的條件下,1molH2(g)和1molCl2(g)完全反應生成HCl(g)的能量變

化如圖所示,下列說法不正確的是

(

)CA.H—H鍵的鍵能為436kJ·mol-1B.生成1molHCl(g)釋放431kJ的能量C.該反應的熱化學方程式:H2(g)+Cl2(g)

2HCl(g)

ΔH=-862kJ·mol-1D.共價鍵斷裂和形成時的能量變化是該化學反應能量變化的主要原因

4.(雙選)下列圖像分別表示有關(guān)反應的反應過程與能量變化的關(guān)系。

據(jù)此判斷下列說法中正確的是

(

)A.石墨轉(zhuǎn)變?yōu)榻饎偸欠艧岱磻狟.S(g)+O2(g)

SO2(g)

ΔH1,S(s)+O2(g)

SO2(g)

ΔH2,則ΔH1<ΔH2C.白磷比紅磷穩(wěn)定D.CO(g)+H2O(g)

CO2(g)+H2(g)

ΔH<0BD5.假設反應體系的始態(tài)為甲,中間態(tài)為乙,終態(tài)為丙,它們之間的轉(zhuǎn)化如圖所示。下列

說法不正確的是

(

)A.|ΔH1|一定大于|ΔH2|B.|ΔH1|<|ΔH3|C.ΔH1+ΔH2+ΔH3=0D.甲→丙過程的ΔH=ΔH1+ΔH2A6.N2H4是一種高效清潔的火箭燃料。已知在25℃、101kPa下,8gN2H4(g)完全燃燒生

成N2(g)和H2O(l)時,放出133.5kJ熱量。寫出表示N2H4(g)燃燒熱的熱化學方程式:

。答案N2H4(g)+O2(g)

N2(g)+2H2O(l)

ΔH=-534kJ·mol-1?？挤?反應熱的計算方法與大小比較一、計算反應熱的常用方法1.根據(jù)反應物和生成物的能量計算ΔH=生成物的總能量-反應物的總能量2.根據(jù)反應物和生成物的鍵能計算ΔH=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和3.根據(jù)反應的活化能計算ΔH=正反應的活化能-逆反應的活化能4.根據(jù)蓋斯定律計算

注意①熱化學方程式乘以某一個數(shù)時,反應熱的數(shù)值也必須乘上該數(shù)。②將一個熱化學方程式顛倒時,ΔH的“+”“-”隨之改變,但絕對值不變。③熱化學方程式相加減時,物質(zhì)之間相加減,反應熱也必須相加減。例1(2023重慶鳳鳴山中學5月月考,10)甲醇是重要的化工原料,工業(yè)上由CO、CO2和H2

合成甲醇的主要反應如下:Ⅰ.CO2(g)+H2(g)

CO(g)+H2O(g)

ΔH1=+41kJ·mol-1Ⅱ.CO2(g)+3H2(g)

CH3OH(g)+H2O(g)

ΔH2=-58kJ·mol-1Ⅲ.CO(g)+2H2(g)

CH3OH(g)

ΔH3已知:反應Ⅲ中相關(guān)化學鍵的數(shù)據(jù)如下表。化學鍵H—HC—O

H—OC—H鍵能/kJ·mol-1436343a465413則

鍵的鍵能a為

(

)A.1076B.826C.779D.538

解題導引

題表數(shù)據(jù)中沒有CO2的鍵能數(shù)據(jù),則不能通過反應Ⅰ計算

鍵的鍵能;但通過反應Ⅲ可以。根據(jù)蓋斯定律求出ΔH3,再根據(jù)ΔH=反應物的總鍵能-生成物的

總鍵能,結(jié)合表中相關(guān)數(shù)據(jù)計算即可。

解析

反應Ⅲ=反應Ⅱ-反應Ⅰ,根據(jù)蓋斯定律,ΔH3=ΔH2-ΔH1=-58kJ·mol-1-41kJ·mol-1=-99kJ·mol-1。根據(jù)ΔH=反應物的總鍵能-生成物的總鍵能,可得akJ·mol-1+2×436kJ·mol-1-3×413kJ·mol-1-343kJ·mol-1-465kJ·mol-1=-99kJ·mol-1,解得a=1076。

答案

A例2(2023河北石家莊一模,17,節(jié)選)二甲醚是重要的有機合成原料。工業(yè)上常用合成

氣(主要成分為CO、H2)制備二甲醚,其主要反應如下:反應ⅰ:CO(g)+2H2(g)

CH3OH(g)

ΔH1反應ⅱ:2CH3OH(g)

CH3OCH3(g)+H2O(g)

ΔH2=-23.5kJ·mol-1反應ⅲ:CO(g)+H2O(g)

CO2(g)+H2(g)

ΔH3=-41.2kJ·mol-1(1)已知298K時,由穩(wěn)定態(tài)單質(zhì)生成1mol化合物的焓變稱為該物質(zhì)的標準摩爾生成焓

(Δf

)。幾種物質(zhì)的標準摩爾生成焓如下表所示,據(jù)此計算ΔH1=

kJ·mol-1。物質(zhì)CO(g)H2(g)CH3OH(g)Δf

/(kJ·mol-1)-110.50.0-201.2

解題導引

由題干信息知,298K時,由穩(wěn)定態(tài)單質(zhì)生成1mol化合物的焓變?yōu)樵撐镔|(zhì)的標準摩爾生成焓,根據(jù)此定義寫出生成CO、CH3OH的熱化學方程式,然后再根據(jù)蓋

斯定律進行相關(guān)計算。

解析

根據(jù)題表數(shù)據(jù)可寫出:①C(s)+

O2(g)

CO(g)

ΔH=-110.5kJ·mol-1②C(s)+2H2(g)+

O2(g)

CH3OH(g)

ΔH=-201.2kJ·mol-1。根據(jù)蓋斯定律可知,反應ⅰ=②-①,則ΔH1=[-201.2-(-110.5)]kJ·mol-1=-90.7kJ·mol-1。

答案

-90.7二、反應熱大小的比較1.放熱反應和吸熱反應的比較:由于ΔH帶“+”和“-”,所以吸熱反應的反應熱大于

放熱反應的反應熱。2.同一反應,反應物(或生成物)狀態(tài)不同,常用的比較方法有:①運用蓋斯定律直接計算,

有時還需結(jié)合物質(zhì)的聚集狀態(tài)比較ΔH的大小;②利用能量圖進行比較。如:a.2H2(g)+O2(g)

2H2O(g)

ΔH1b.2H2(g)+O2(g)

2H2O(l)

ΔH2方法一:a-b,可得2H2O(l)

2H2O(g)

ΔH=ΔH1-ΔH2>0,則ΔH1>ΔH2。方法二:在圖像上可以看出放出或吸收熱量的多少,若是放熱反應,放出熱量越多,ΔH越

小;若是吸熱反應,吸收熱量越多,ΔH越大。上述反應a、b均為放熱反應,從圖中可看出

b放出熱量更多,故ΔH2<ΔH1。

3.兩個有聯(lián)系的不同反應,常利用已知知識進行比較。如:①C(s)+O2(g)

CO2(g)

ΔH1<0②C(s)+

O2(g)

CO(g)

ΔH2<0反應①為C的完全燃燒,反應②為C的不完全燃燒,|ΔH1|>|ΔH2|,所以ΔH1<ΔH2。例3(2024屆陜西部分學校開學考,7)PCl3和PCl5都是重要的化工產(chǎn)品。磷與氯氣反應有

如下轉(zhuǎn)化關(guān)系。

已知:在絕熱恒容密閉容器中發(fā)生反應(1)、反應(2),反應體系的溫度均升高。下列敘述正確的是

(

)A.ΔH3=ΔH1+ΔH2B.4PCl3(g)+4Cl2(g)

4PCl5(s)

ΔH>ΔH2C.ΔH1、ΔH2、ΔH3中,ΔH3最大D.PCl5分子中每個原子最外層都達到8電子結(jié)構(gòu)

解題導引

進行ΔH大小比較時,要注意ΔH的正、負,若ΔH為負數(shù),則絕對值越大,ΔH越小。

解析

由圖知,反應(3)=反應(1)+反應(2),則ΔH3=ΔH1+ΔH2,A項正確;液態(tài)PCl3汽化時吸收熱量,故ΔH<ΔH2,B項錯誤;反應(1)和反應(2)均是放熱反應,即ΔH1、ΔH2均小于0,ΔH3=ΔH1+ΔH2<0,ΔH3最小,C項錯誤;PCl5分子中P原子最外層有10個電子,D項錯誤。

答案

A考法2反應歷程圖像分析物質(zhì)反應歷程與能量圖像常見類型有以下三種:1.曲線圖式:曲線圖中,通過始態(tài)與終態(tài)的能量高低可以判斷反應是吸熱還是放熱。若有多步反應,活化能最大的那一步是決速步(決定整個反應速率的步驟)。通過能量高低判斷物質(zhì)的穩(wěn)定性時,能量越低,物質(zhì)越穩(wěn)定。2.能壘圖式:能壘圖中,過渡態(tài)左側(cè)相鄰物質(zhì)“爬坡”至過渡態(tài)所需的能量即為能壘,

最大能壘對應的步驟即為決速步。

3.循環(huán)圖式:分析循環(huán)圖時,重點在于判斷反應物、生成物、催化劑、中間產(chǎn)物。一般來說,通過一個箭頭進入循環(huán)(“只進不出”)的是反應物;通過一個箭頭離開循環(huán)(“只出不進”)的是生成物;先參加反應,又在后續(xù)反應中生成(“有進有出”)的是催化劑;先生成后又消耗掉(“自生自滅”)的是中間產(chǎn)物。例1(雙選)(2022湖南,12,4分)反應物(S)轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物(P或P·Z)的能量與反應進程的關(guān)系

如圖所示:

下列有關(guān)四種不同反應進程的說法正確的是

(

)A.進程Ⅰ是放熱反應B.平衡時P的產(chǎn)率:Ⅱ>ⅠC.生成P的速率:Ⅲ>ⅡD.進程Ⅳ中,Z沒有催化作用

解題導引

解讀反應進程圖像的關(guān)鍵:反應進程Ⅱ、Ⅲ中,X、Y均為催化劑;反應進程Ⅳ中,生成P·Z,Z為反應物。

解析

A項,由題圖可知,進程Ⅰ反應物的總能量比生成物的總能量高,為放熱反應,正確;B項,從Ⅱ中可看出S+X→P+X,X為催化劑,只改變反應的速率,對平衡產(chǎn)率沒有影

響,錯誤;C項,從Ⅱ和Ⅲ可看出,進程Ⅱ決速步的活化能比進程Ⅲ的小,所以生成P的速

率:Ⅱ>Ⅲ,錯誤;D項,由題圖可知,進程Ⅳ中產(chǎn)物為P·Z,Z為反應物,沒有催化作用,正確。

答案

AD例2(2023安徽合肥一模,11)下圖是我國科研工作者研究MgO(s)與CH4(g)作用最終生成

Mg(s)與CH3OH(g)的相對能量—反應進程曲線。下列敘述錯誤的是

(

)

A.中間體OMgCH4(s)比MgOCH4(s)更穩(wěn)定B.該反應進程中的最大能壘為350.6kJ·mol-1C.生成HOMgCH3(s)的過程中有極性鍵的斷裂和形成D.總反應的熱化學方程式為MgO(s)+CH4(g)

Mg(s)+CH3OH(g)

ΔH=-146.1kJ·mol-1

解題導引

解答此題要熟知以下三點:①從能量角度比較物質(zhì)的穩(wěn)定性,能量越低,物質(zhì)越穩(wěn)定。②同種元素之間形成的共價鍵為非極性共價鍵,不同元素之間形成的共

價鍵為極性共價鍵;③ΔH只與反應始態(tài)和終態(tài)有關(guān),與反應過程無關(guān)。

解析

結(jié)合題圖,中間體OMgCH4(s)比MgOCH4(s)能量更低,故更穩(wěn)定,A項正確;HOMgCH3(s)到過渡態(tài)2的能壘最大,為-21.3kJ·mol-1-(-321.1)kJ·mol-1=299.8kJ·mol-1,B

項錯誤;生成HOMgCH3(s)的過程中CH4中C—H鍵斷裂,同時有O—H鍵生成,C項正確;

根據(jù)題給信息和題圖都可以得到反應物為MgO(s)、CH4(g),生成物為Mg(s)、CH3OH

(g),再根據(jù)題圖得出始態(tài)和終態(tài)物