高三化学一轮复习 第6章 化学反应与能量教案.docx

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高三化学一轮复习第6章化学反应与能量教案

第六章化学反应与能量

第一部分化学能与热能

复习目标：

1、了解反应热的概念，吸热和放热反应。

2、掌握热化学反应方程式的概念，能正确书写热化学反应方程式。

3、了解中和热和燃烧热。

掌握中和热的测定方法（实验）。

4、掌握反应热的简单计算，能灵活运用盖斯定律。

基础知识：

一、化学反应的焓变

1．定义：

化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以热量（或转换成相应的热量）来表示，称为焓变（ΔH），单位：

kJ/mol或kJ•mol-1

在化学反应中，旧键的断裂需要吸收能量，而新键的形成则放出能量。

总能量的变化取决于上述两个过程能量变化的相对大小。

任何一个化学反应中，反应物所具有的总能量与生成物所具有的总能量总不会相等的。

在新物质产生的同时总是伴随着能量的变化。

【注意】

（1）反应热和键能的关系

例如：

1molH2和1molCl2反应生成2molHCl的反应热的计算。

1moLH2分子断裂开H—H键需要吸收436kJ的能量；1molCl2分子断裂开Cl—Cl键需要吸收243kJ的能量，而2molHCl分子形成2molH—Cl键放出431kJ·mol-1×2mol=862kJ的能量，所以，该反应H2（g）+Cl2（g）=2HCl（g）的反应热

△H=生成物分子形成时释放的总能量—反应物分子断裂时所需要吸收的总能量

=862kJ·mol--436kJ·mol-1-243kJ·mol—1

=183kJ·mol-1

由于反应后放出的能量使反应本身的能量降低，故规定△H=反应物的键能总和—生成物的键能总和

（2）反应焓变与反应条件的关系

焓是科学家们为了便于计算反应热而定义的一个物理量，它的数值与物质具有的能量有关。

对于一定量的纯净物质，在一定的状态（如温度、压强）下，焓有确定的数值。

在同样的条件下，不同的物质具有的能量也不同，焓的数值也就不同；同一物质所处的环境条件（温度、压强）不同，以及物质的聚集状态不同，焓的数值也不同。

焓的数值的大小与物质的量有关，在相同的条件下，当物质的物质的量增加一倍时，焓的数值也增加一倍。

因此，当一个化学放映在不同的条件下进行，

尤其是物质的聚集状态不同时，反应焓变是不同的。

2．放热反应和吸热反应比较

类型比较　

放热反应

吸热反应

定义

放出热量的化学反应

吸收热量的化学反应

形成原因

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

与化学键的关系

生成物分子成键时释放的总能量大于反应物分子断键时吸收的总能量

生成物分子成键时释放的总能量小于反应物分子断键时吸收的总能量

表示方法

ΔH＜0

ΔH＞0

联系

ΔH＝ΔH（生成物）－ΔH（反应物），键能越大，物质能量越低，越稳定；键能越小，物质能量越高，越不稳定

图示

常见反应类型

①所有的燃烧反应

②大多数化合反应

③酸碱中和反应

④金属与酸或水的反应

①大多数分解反应

②盐的水解和弱电解质的电离

③Ba（OH）2·8H2O与NH4Cl反应

④C和H2O或CO2的反应

【注意】

①化学反应表现为吸热或放热与反应开始是否需要加热无关，需要加热的反应不一定是吸热反应（如C＋O2=CO2），不需要加热的反应也不一定是放热反应。

②浓硫酸、NaOH固体溶于水放热；NH4NO3溶于水吸热。

因不是化学反应，其放出或吸收的热量不是反应热。

③通过反应放热或吸热，可比较反应物和生成物的相对稳定性。

【例1】

3．化学反应中的能量变化示意图对于该“示意图”可理解为下列形式：

由能量守恒可得：

反应物的总能量：

生成物的总能量+热量（放热反应）

反应物的总能量：

生成物的总能量-热量（吸热反应）

4．燃料充分燃烧的两个条件

（1）要有足够的空气

（2）燃料与空气要有足够大的接触面。

5．燃烧热与中和热

1）燃烧热

（1）概念：

在101kPa时，1mol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。

燃烧热的单位一般用kJ／mol表示。

注意：

完全燃烧，是指物质中下列元素完全转变成对应的物质：

C→CO2，H→H2O，S→SO2等。

（2）表示的意义：

例如C的燃烧热为393.5kJ／mol，表示在101

kPa时，

1molC完全燃烧放出393.5kJ的热量。

2）中和热

（1）概念：

在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O，这时的反应热叫中和热。

（2）中和热的表示：

H+（aq）+OH-（aq）=H2O

（1）；△H=-57.3kJ／mol。

3）使用化石燃料的利弊及新能源的开发

再生能源

非再生能源

常规能源

新能源

常规能源

新能源

一级能源

水能、生物能等

太阳能、风能、地热能、等

煤、石油、天然气等

核能等

二级能源

煤制品、石油制品、电能、氢能、沼气、火药等

（1）重要的化石燃料：

煤、石油、天然气

（2）煤作燃料的利弊问题

①煤是重要的化工原料，把煤作燃料简单烧掉太可惜，应该综合利用。

②煤直接燃烧时产生S02等有毒气体和烟尘，对环境造成严重污染。

③煤作为固体燃料，燃烧反应速率小，热利用效率低，且运输不方便。

④可以通过清洁煤技术，如煤的液化和气化，以及实行烟气净化脱硫等，大大减少燃煤对环境造成的污染，提高煤燃烧的热利用率。

（3）新能源的开发

①调整和优化能源结构，降低燃煤在能源结构中的比率，节约油气资源，加强科技投入，加快开发水电、核电和新能源等就显得尤为重要和迫切。

②最有希望的新能源是太阳能、燃料电池、风能和氢能等。

这些新能源的特点是资源丰富，且有些可以再生，为再生性能源，对环境没有污染或污染少。

●理解中和热时注意：

①稀溶液是指溶于大量水的离子。

②中和热不包括离子在水溶液中的生成热、电解质电离的吸热所伴随的热效应。

③中和反应的实质是H+和OH-化合生成H2O，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热也不在中和热内。

【例2】

二、反应热与热化学方程式：

1、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/mol或（kJ·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。

注意：

在进行反应热和△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＝－akJ·mol－1反应热：

akJ·mol－1，△H=－akJ·mol－1

2H2（g）＋O2（g）=2H2O（l）；△H2＝－bkJ·mol－1反应热：

bkJ·mol－1，△H：

－bkJ·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25℃，1.01×105Pa（101kPa）测定的。

中学里热化学方程式里看到的条件（如：

点燃）是反应发生的条件，不是测量条件。

②反应热的大小与物质的集聚状态有关。

③反应热的大小与物质的计量数有关。

在反应：

2H2（g）＋O2（g）＝2H2O（g）；△H1＝－akJ·mol－1中，2molH2燃烧生成气态水放出的热量akJ，该反应的反应热是akJ·mol－1，该反应的△H是－akJ·mol－1。

注意这三个单位。

3、书写热化学方程式注意事项：

a.注明反应的温度和压强（若在101kPa和298K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“＋”。

b.△H写在方程式右边，并用“；”隔开。

c.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。

d.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：

2H2（g）＋O2（g）＝2H2O（g）；△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101kPa时，1mol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1mol液态H2O，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。

燃烧热要强调生成稳定的氧化物，如：

生成液态水。

如：

H2的燃烧热的热化学方程式：

H2（g）＋

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3】

4、燃烧热和中和热

燃烧热

中和热

不

同

点

能量变化

放热反应

ΔH

ΔH<0，单位：

kJ/mol

反应物的量

1mol（O2的数量不限）可燃物

可能是1mol，也可能是0.

5mol

生成物的量

不限量

H2O是1mol

反应热的含义

25℃、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；不同反应物，燃烧热不同

稀溶液中酸跟碱发生中和反应生成1molH2O时所释放的热量；不同反应物的中和热大致相同，均约为57.3kJ/mol

【例4、5】

三、反应焓变的计算

（一）盖斯定律：

对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓（热量）变是一样的。

在使用盖斯定律时，伴随着两个或多个方程式的加减处理时，△H的计算一定要带上

【例6】

（二）化学反应热的计算

1．依据

（1）热化学方程式与数学上的方程式相似，可以移项同时改变正、负号；各项的系数（包括ΔH的数值）可以同时扩大或缩小相同的倍数。

（2）根据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH相加或相减，得到一个新的热化学方程式。

（3）可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×其燃烧热。

2．常见方法

（1）直接测量计算

利用仪器测出温度变化再进行计算，如中和热测定。

实验用品　大烧杯（500mL）、小烧杯（100mL）、温度计、两个量筒（5

0mL）、泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板（中心有两个小孔）、环形玻璃搅拌棒。

测量方法与步骤：

①测量原理：

ΔH×n＝－（m酸＋m碱）·c·（t终－t始）

②操作步骤

a．量取50mL0.50mol/L的盐酸，倒入小烧杯中，测定其温度，记作tHCl，然后将温度计上的酸用水冲洗干净（洗液不倒入小烧杯）。

b．用另一个量筒最取50mL0.55mol/LNaOH溶液，测定其温度，记作tNaOH，然后将温度计上的碱用水冲洗干净。

c．先将温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯中，然后把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯中（注意不要洒到外面），用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液并准确读取混合溶液的最高温度，记作t终。

d．重复上述实验两次，取测量所得数据的平均值作为计算数据。

e．根据实验数据计算：

t始＝

（若实验过程中保证盐酸与NaOH溶液温度相同，则无需用该公式计算）

ΔH＝－

=－

KJ/mol

（2）间接计算——用盖斯定律

反应不论一步进行或分步进行，反应物和生成物的始态和终态一致，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。

3．注意事项

（1）反应热数值与各物质的化学计量数成正比，因此热化学方程式中各物质的化学计量数改变时，其反应热数值需同时作相同倍数的改变。

（2）热化学方程式中的反应热是指按所给形式完全进行时的反应热。

（3）正、逆反应的反

应热数值相等，符号相反。

【例7】

例题精讲：

【例1】下列说法中正确的是（　　）

A．物质发生化学反应都伴随着能量变化

B．伴有能量变化的物质变化都是化学变化

C．在一个确定的化学反应关系中，反应物的总能量与生成物的总能量一定不同

D．在一个确定的化学反应关系中，反应物的总能量总是高于生成物的总能量

〖解析〗物质发生化学反应都伴随着能量的变化，伴有能量变化的物质变化不一定是化学变化，物质发生物理变化、核变化（如原子弹的爆炸）也都伴有能量变化。

在一个确定的化学反应中，反应物的总能量（设为x）与生成物的总能量（设为y）之间的关系为：

（1）x>y，化学反应为放热反应；

（2）x

〖答案〗AC

【例2】（2010山东）下列与化学反应能量变化相关的叙述正确的是

A．生成物能量一定低于反应物总能量

B．放热反应的反应速率总是大于吸热反应的反应速率

C．应用盖斯定律，可计算某些难以直接测量的反应焓变

D．同温同压下，H2（g）+Cl2（g）=2HCl（g）在光照和点燃条件下的ΔH不同

〖解析〗生成物的总能量低于反应总能量的反应，是放热反应，若是吸热反应则相反，故A错；反映速率与反应是吸热还是放热没有必然的联系，故B错；C是盖斯定律的重要应用，正确；根据

=生成物的焓-反应物的焓可知，焓变与反应条件无关，故D错。

〖答案〗C

【例3】　已知在1×105Pa、298K条件下，2mol氢气燃烧生成水蒸气放出484kJ的热量，下列热化学方程式正确的是（　　）

A．H2O（g）=H2（g）＋O2（g）；ΔH＝＋242kJ·mol－1

B．2H

2（g）＋O2（g）=2H2O（l）；ΔH＝－484kJ·mol－1

C．H2（g）＋O2（g）=H2O（g）；ΔH＝＋242kJ·mol－1

D．2H2（g）＋O2（g）===2H2O（g）；ΔH＝＋484kJ·mol－1

〖解析〗热化学方程式的书写要求与普通方程式的区别：

①一定要标明各物质的状态，B项中水为液态，排除。

②化学计量数可用分数表示其实际物质的量，与热量成正比。

③用ΔH表示其热效应时，吸热，其值为正；放热，其值为负。

H2与O2反应生成水蒸气是放热反应，ΔH应为负值，而其逆反应ΔH则为正值。

故排除C、D两项，答案为A项。

〖答案〗A

【特别提醒】“五看”法判断热化学方程式正误：

①看方程式是否配平；

②看各物质的聚集状态是否正确；

③看ΔH变化的“＋”、“－”是否正确；

④反应热的单位是否为kJ·mol－1；

⑤看反应热的数值与化学计量数是否相对应。

【例4】①CaCO3（s）===CaO＋CO2（g）　ΔH＝＋177.7kJ

②C（s）＋H2O（g）===CO（g）＋H2（g）　ΔH＝－131.3kJ/mol

③H2SO4（l）＋NaOH（l）===Na2SO4（l）＋H2O（l）　ΔH＝－57.3kJ/mol

④C（s）＋O2（g）===CO2（g）　ΔH＝－393.5kJ/mol

⑤CO（g）＋O2（g）===CO2（g）　ΔH＝－283kJ/mol

⑥HNO3（aq）＋NaOH（aq）===NaNO3（aq）＋H2O（l）　ΔH＝－57.3kJ/mol

⑦2H2（g）＋O2（g）===2H2O（l）　ΔH＝－517.6kJ/mol

（1）上述热化学方程式中，不正确的有____，不正确的理由分别是__________________。

（2）根据上述信息，写出C转化为CO的热化学方程式________________________。

（3）上述反应中，表示燃烧热的热化学方程式有____；表示中和热的热化学方程式有____。

【导航】　中和热、燃烧热是两种特定形式的反应热，其基本要求与反应热相同，同时要注意两个概念本身的内涵。

〖解析〗①中CaO未注明聚集状态；ΔH单位应为kJ/mol；②式不符合实际反应情况，碳和水的反应属于吸热反应，ΔH>0；③式中各物质聚集状态标注中，除H2O外，应为（aq）；由④、⑤可得C转化为CO的热化学方程式；101kPa时，1mol纯物质（指纯净物：

单质或化合物）完全燃烧生成稳定化合物时所放出的热量叫做该物质的燃烧热；在稀溶液中酸跟碱发生中和反应生成1molH2O时，所释放的热量称为中和热。

〖答案〗　

（1）①②③　①中CaO未注明状态，ΔH单位错；②式不符合反应事实，吸热反应ΔH>0；③式中各物质均处于稀溶液中，状态（除H2O外）均为溶液（aq）

（2）C（s）＋O2（g）===CO（g）　ΔH＝－110.5kJ/mol

（3）④⑤　⑥

【例5】（2010浙江卷，12）下列热化学方程式或离子方程式中，正确的是：

A．甲烷的标准燃烧热为-890.3kJ·mol-1，则甲烷燃烧的热化学方程式可表示为：

CH4（g）+2O2（g）=CO2（g）+2H2O（g）△H=-890.3kJ·mol-1

B．500℃、30MPa下，将0.5molN2和1.5molH2置于密闭的容器中充分反应生成NH3（g），放热19.3kJ，其热化学方程式为：

△H=-38.6kJ·

mol-1

C．氯化镁溶液与氨水反应：

D．氧化铝溶于NaOH溶液：

〖解析〗本题考查热化学方程式与离子方程式的书写。

A、标准燃烧热的定义，1mol可燃物完全燃烧生成稳定氧化物时方出的热量（标准指298K

1atm）。

水液态稳定，方程式系数就是物质的量，故A错。

B、根据热化学方程式的含义，与

对应的热量是1mol氮气完全反应时的热量，但次反应为可逆反应故，投入0.5mol的氮气，最终参加反应的氮气一定小于0.5mol。

所以△H的值大于38.6。

B错。

D、氢氧化铝沉淀没有沉淀符号。

〖答案〗C

【例6】（2010广东理综卷，9）

在298K、100kPa时，已知：

2H2O（g）=O2（g）+2H2（g）ΔH1

H2（g）+Cl2（g）=2HCl（g）ΔH2

2Cl2（g）+2H2O（g）=4HCl（g）+O2（g）ΔH3

则ΔH3与ΔH1和ΔH2间的关系正确的是

A．ΔH3=ΔH1+2ΔH2B．ΔH3=ΔH1+ΔH2

C．ΔH3=ΔH1-2ΔH2D．ΔH3=ΔH1-ΔH2

〖解析〗第三个方程式可由第二个方程式乘以2与第一个方程式相加，有盖斯定律可知ΔH3=ΔH1+2ΔH2

〖答案〗A

【例7】已知下列热化学反应方程式：

Fe2O3（s）＋3CO（g）=2Fe（s）＋3CO2（g）ΔH＝－24.8kJ/mol

Fe2O3（s）＋CO（g）=Fe3O4（s）＋CO2（g）ΔH＝－15.73kJ/mol

Fe3O4（s）＋CO（g）=3FeO（s）＋CO2（g）ΔH＝＋640.4kJ/mol

则14gCO气体还原足量FeO固体得到Fe固体和CO2气体时对应的ΔH约为（　　）

A．－218kJ/mol　　　B．－109kJ/molC．＋218kJ/molD．＋109kJ/mol

【导航】　像这种根据盖斯定律进行反应热计算的试题，关键是找出欲求的热化学方程式与已知几个热化学方程式的关系，通过必要的加减乘除除掉欲求热化学方程式中没有，而已知热化学方程式有的物质，如该题欲求的热化学方程式中没有Fe2O3和Fe3O4，所以只要想办法除掉这两种物质即可。

〖解析〗该问题可以转化为

CO（g）＋

FeO（s）=

Fe（s）＋

CO2（g）　ΔH＝？

所以应用盖斯定律，若把已知给出的3个热化学方程式按照顺序编号为①、②、③，那么[（①－②）×

－③]×

即可。

〖答案〗B

第六章化学反应与能量

第二部分化学能与电能

复习目标：

1、了解原电池和电解池的基本工作原理，能够判断池型，电极，会书写电极反应方程式。

2、了解原电池和电解池原理在实际生产和生活中的应用。

3、能够把电化学和氧化还原反应有机的结合起来，融会贯通。

基础知识：

一、原电池

1．原电池

把化学能转化为电能的装置。

2．构成条件及判断

（1）具有两个活性不同的电极（金属和金属或金属和非金属）。

（2）具有电解质溶液。

（3）形成闭合电路（或在溶液中相互接触）。

★☆判断

3．原电池工作原理示意图

原电池的工作原理和电子流向可用下列图示表示：

【说明】

①在原电池装置中，电子由负极经导线流向正极，阳离子在正极上获得电子，通过电路中的电子和溶液中的离子的移动而形成回路，传导电流，电子并不进入溶液也不能在溶液中迁移。

②原电池将一个完整的氧化还原反应分为两个半反应，负极发生氧化反应，正极发生还原反应，一般将两个电极反应中得失电子的数目写为相同，相加便得到总反应方程式。

③阴离子要移向负极，阳离子要移向正极。

这是因为：

负极失电子，生成大量阳离子积聚在负极附近，致使该极附近有大量正电荷，所以溶液中

的阴离子要移向负极；正极得电子，该极附近的阳离子因得电子生成电中性的物质而使该极附近带负电荷，所以溶液中的阳离子要移向正极。

④不参与电极反应的离子从微观上讲发生移动，但从宏观上讲其在溶液中各区域的浓度基本不变。

【例1】

4．原电池的两极及判断

负极：

活泼性强的金属，发生氧化反应。

正极：

活泼性弱的金属或导体，发生还原反应。

★☆原电池正负极判断

（1）根据电极材料判断

负极——活泼性较强的金属

正极——活泼性较弱的金

属或能导电的非金属

注：

活泼金属不一定做负极，如Mg、Al在NaOH溶液中，Al做负极。

（2）根据电子流动方向或电流方向或电解质溶液内离子的定向移动方向判断

负极——电子流出极，电流流入极或阴离子定向移向极

正极——电子流入极，电流流出极或阳离子定向移向极

（3）根据两极发生的变化判断

负极——失去电子，化合价升高，发生氧化反应

正极——得到电子，化合价降低，发生还原反应

（4）根据反应现象判断

负极——会逐渐溶解，质量减小

正极———有气泡逸出或质量增加

【特别提示】　原电池正负极判断的基础是氧化还原反应。

如果给出一个方程式让判断正、负极，可以直接根据化合价的升降变化来判断，发生氧化反应的一极为负极，发生还原反应的一极为正极。

5．电极反应式书写

原电池反应

的基础是氧化还原反应，正极发生还原反应，负极发生氧化反应，据此书写电极反应式的步骤如下：

（1）确定原电池的正、负极，以及两电极上发生反应的物质。

在原电池中，负极是还原性材料失去电子被氧化，发生氧化反应。

正极反应要分析电极材料的性质：

若电极材料是强氧化性材料，则是电极材料得电子被还原，发生还原反应；若电极材料是惰性的，再考虑电解质溶液中的阳离子是否能与负极材料反应。

能发生反应则是溶液中的阳离子得电子，发生还原反应；若不能与负极材料反应，则考虑空气中的氧气，氧气得电子，发生还原反应。

（2）弱电解质、气体或难溶解物均以化学式表示，其余以离子符号表示，保证电荷守恒，质量守恒及正、负极得失电子数相等的规律，一般用“=”而不用“―→”。

（3）正负极反应式相加得到原电池总反应式，通常将总反应式减去较易写出的电极反应式，从而得到较难写出的电极反应式。

【例2】

6．原电池的应用

（1）加快氧化还原反应的速率

一个自发进行的氧化还原反应，设计成原电池时反应速率增大。

例如，在Zn与稀H2SO4反应时加入少量CuSO4溶液能使产生H2的反应速率加快。

（2）比较金属活动性强弱