高中化学第六章 化学反应与能量知识点总结

一、化学反应的热效应化学反应的发生，不仅是物质的转化，往往还伴随着能量的变化。这种能量变化通常以热能的形式表现出来，有时也会有电能、光能等其他形式。我们把化学反应中释放或吸收的热量称为反应热，也叫焓变。1.焓变（ΔH）焓是一个与物质内能有关的物理量。在一定条件下，化学反应的反应热（如果反应在恒压条件下进行，且不做非体积功）等于反应的焓变。*定义：化学反应过程中吸收或放出的热量。*符号：ΔH*单位：kJ/mol（或kJ·mol⁻¹）*正负号意义：*ΔH<0：反应放热，体系能量降低。*ΔH>0：反应吸热，体系能量升高。2.放热反应与吸热反应*放热反应：化学反应中放出热量的反应。反应物总能量高于生成物总能量，ΔH为“-”或ΔH<0。常见的如燃烧反应、酸碱中和反应、大多数化合反应。*吸热反应：化学反应中吸收热量的反应。反应物总能量低于生成物总能量，ΔH为“+”或ΔH>0。常见的如大多数分解反应、以C、H₂、CO为还原剂的氧化还原反应（如碳与二氧化碳的反应）、氢氧化钡晶体与氯化铵晶体的反应等。3.化学反应中能量变化的原因化学反应的本质是旧化学键的断裂和新化学键的形成。*旧键断裂：需要吸收能量。*新键形成：会释放能量。*化学反应的能量变化取决于上述两个过程能量变化的相对大小。*若断键吸收的总能量小于成键释放的总能量，反应放热（ΔH<0）。*若断键吸收的总能量大于成键释放的总能量，反应吸热（ΔH>0）。二、热化学方程式1.定义能够表示化学反应中放出或吸收热量的化学方程式叫做热化学方程式。它不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。2.书写注意事项*注明物质的聚集状态：因为物质的聚集状态不同，其内能也不同。常用s（固体）、l（液体）、g（气体）、aq（水溶液）表示。*注明反应的温度和压强：反应热与温度、压强有关。若不注明，通常指在常温常压下（25℃，101kPa）。*ΔH写在方程式的右边：用空格隔开，注明单位（kJ/mol）。放热反应ΔH为“-”，吸热反应ΔH为“+”。*ΔH的值与化学计量数相对应：对于相同的反应，当化学计量数不同时，其ΔH的值也不同。因此，热化学方程式中化学式前面的化学计量数可以是整数，也可以是分数。三、燃烧热与中和热1.燃烧热*定义：在101kPa时，1mol纯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。单位为kJ/mol。*注意：*“完全燃烧”：指物质中的元素完全转化为对应的稳定氧化物。例如，C→CO₂(g)，H→H₂O(l)，S→SO₂(g)等。*燃烧热是以1mol可燃物作为标准来衡量的，因此在书写燃烧热的热化学方程式时，可燃物的化学计量数常为1。*燃烧反应都是放热反应，所以燃烧热的ΔH为负值。2.中和热*定义：在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成1mol液态水时所释放的热量叫做中和热。*注意：*“稀溶液”：指离子浓度较小，不会因浓溶液稀释时释放热量而影响测定。*“强酸跟强碱”：这里主要指强酸和强碱的稀溶液反应，不包括弱酸或弱碱，因为弱酸或弱碱电离时会吸收热量。*“生成1mol液态水”：中和热的测定是以生成1mol水为基准的。*中和反应都是放热反应，所以中和热的ΔH为负值。其数值通常约为一定值（具体数值可通过实验测定）。四、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，而与反应的途径无关。如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的，这就是盖斯定律。1.盖斯定律的应用盖斯定律为我们提供了一种计算难以直接测定的反应热的方法。通过已知反应的反应热，可以计算出未知反应的反应热。*方法：通常采用“虚拟路径法”，即设计合理的反应途径，使总反应分步进行，然后根据各分步反应的焓变计算总反应的焓变。*具体操作：若一个化学方程式可由另外几个化学方程式相加减而得到，则该反应的焓变也可由这几个反应的焓变相加减而得到（对应方程式相加，焓变也相加；对应方程式相减，焓变也相减）。在运用盖斯定律进行计算时，需要注意反应方向与焓变符号的关系，以及化学计量数与焓变数值的对应关系。本章