2024年化学反应与能量知识点

第一章化學反应与能量一、反应热焓变1、定义：化學反应過程中放出或吸取的热量叫做化學反应的反应热.在恒温、恒压的条件下，化學反应過程中所吸取或释放的热量称為反应的焓变。2、符号：△H3、單位：kJ·mol-14、规定：吸热反应:△H>0或者值為“+”，放热反应:△H<0或者值為“-”常見的放热反应和吸热反应放热反应吸热反应燃料的燃烧C+CO2,H2+CuO酸碱中和反应C+H2O金属与酸Ba(OH)2.8H2O+NH4Cl大多数化合反应CaCO3高温分解大多数分解反应小結：1、化學键断裂，吸取能量；化學键生成，放出能量2、反应物總能量不小于生成物總能量，放热反应，体系能量減少，△H為“－”或不不小于0反应物總能量不不小于生成物總能量，吸热反应，体系能量升高，△H為“+”或不小于03、反应热数值上等于生成物分子形成時所释放的總能量与反应物分子断裂時所吸取的總能量之差5、燃烧热（1）概念：25℃、101Kpa時，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物時所放出的热量，叫做该物质的燃烧热，單位為KJ/mo。（2）注①對物质的量限制：必须是1mol：②1mol纯物质是指1mol纯净物（單质或化合物）；③完全燃烧生成稳定的氧化物。如C→CO2(g)；H→H2O(l)；N→N2(g)；P→P2O5(s);S→SO2(g)等；④物质的燃烧热都是放热反应，因此表达物质燃烧热的△H均為负值，即△H＜0（3）表达燃烧热热化學方程式的写法以燃烧1mol物质為原则来配平其他物质的化學计量数，股灾热化學方程式中常出現分数。有关燃烧热计算：Q（放）＝n（可燃物）×△Hc。Q（放）為可燃物燃烧放出的热量，n（可燃物）為可燃物的物质的量，△Hc為可燃物的燃烧热。6、中和热（1）定义：稀溶液中，酸和碱发生中和反应生成1mol水時的反应热二、热化學方程式1.概念:表达化學反应中放出或吸取的热量的化學方程式.2.意义:既能表达化學反应中的物质变化,又能表达化學反应中的能量变化.[總結]書写热化學方程式注意事项:（1）反应物和生成物要標明其汇集状态，用g、l、s分别代表气态、液态、固态。（2）方程式右端用△H標明恒压条件下反应放出或吸取的热量，放热為负，吸热為正。（3）热化學方程式中各物质前的化學计量数不表达分子個数，只表达物质的量，因此可以是整数或分数。（4）對于相似物质的反应，當化學计量数不一样步，其△H也不一样，即△H的值与计量数成正比,當化學反应逆向進行時,数值不变,符号相反。三、盖斯定律：不管化學反应是一步完毕或分几步完毕，其反应热是相似的。化學反应的焓变（ΔH）只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径無关。總結规律：若多步化學反应相加可得到新的化學反应，则新反应的反应热即為上述多步反应的反应热之和。注意：1、计量数的变化与反应热数值的变化要對应2、反应方向发生变化反应热的符号也要变化反应热计算的常見題型：1、化學反应中物质的量的变化与反应能量变化的定量计算。2、理论推算反应热：根据：物质变化决定能量变化（1）盖斯定律设计合理途径途径1總能量变化等于途径2總能量变化（2）通過已知热化學方程式的相加，得出新的热化學方程式：物质的叠加，反应热的叠加小結：a：若某化學反应從始态（S）到终态（L）其反应热為△H，而從终态（L）到始态（S）的反应热為△H’，這两者和為０。即△H＋△H’=０b：若某一化學反应可分為多步進行，则其總反应热為各步反应的反应热之和。即△H=△H1+△H2+△H3+……c：若多步化學反应相加可得到新的化學反应，则新反应的反应热即為上述多步反应的反应热之和。（3）反应热与键能关系①键能：气态的基态原子形成1mol化學键释放的最低能量。键能既是形成1mol化學键所释放的能量，也是断裂1mol化學键所需要吸取的能量。②由键能求反应热：反应热等于断裂反应物中的化學键所吸取的能量（為“＋”）和形成生成物中的化學键所放出的能量（為“－”）的代数和。即△H＝反应物键能總和－生成物键能總和＝∑E反－∑E生③常見物质构造中所含化學键类别和数目：1molP4中具有6molP—P键；28g晶体硅中具有2molSi—Si键；12g金刚石中具有2molC—C键；60g二氧化硅晶体中具有4molSi—O键反应热与物质稳定性的关系不一样物质的能量（即焓）是不一样的，對于物质的稳定性而言，存在著“能量越低越稳定”的规律，因此，對于同素异形体或同分异构体之间的互相转化，若為放热反应，则生成物能量低，生成物稳定；若為吸热反应，则反应物的能量低，