发布时间 : 星期一 文章2014年高考化学二轮复习精品专题九 化学反应中的能量变化（含解析）更新完毕开始阅读a3b5f256b84ae45c3b358cde
2014年高考化学二轮专题复习精品
专题九 化学反应中的能量变化
【考情分析】
一、考纲要求
1．理解化学反应中的能量变化与化学键变化的关系；
2．理解吸热反应、放热反应与反应物及生成物能量的关系；
3．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。
4．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。
5．了解焓变与反应热涵义。明确ΔH =ΔH（反应产物）－ΔH（反应物）。 6．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。 7．以上各部分知识与技能的综合应用。 二、命题趋向
依据新课程化学实验的学习目标和学习内容，近几年的主要题型有（1）热化学方程式的书写及正误判断；（2）反应热的计算；（3）比较反应热的大小；（4）反应热与能源的综合考查。由于能源问题已成为社会热点，因此有关能源的试题将成为今后命题的热点；对于燃烧热和中和热的概念及计算仍将是高考考查的重点，主要在选择题、填充题、实验题中体现，重点考查学生灵活运用知识、接受新知识的能力。
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。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。
考试大纲对反应热的要求是：掌握热化学方程式的含义；了解化学反应中的能量变化、吸热反应、放热反应、反应热、燃烧热、中和热；理解盖斯定律的含义，掌握有关反应热的简单计算；初步认识使用化石燃料的利弊，新能源的开发，燃料充分燃烧的条件。
学习中应以―热化学方程式‖为突破口，通过对热化学方程式的书写及正误判断充分理解其含义，同时触类旁通，不断掌握反应热的计算技巧，学会应用盖斯定律。
化学反应中的能量变化在高考中经常涉及的内容有：书写热化学方程式、判断热化学方程式的正误及反应热的大小比较等等。中和热实验的测定是高中阶段比较重要的一个定量实验。无论从能量的角度，还是从实验的角度，中和热实验的测定都将会是今后高考考查的热点。
【知识归纳】
一、正确理解“三热”概念
1、反应热：在化学反应过程中反应本身放出或吸收的热量。在恒温恒压条件下的反应热用△H表示，单位是kJ/mol，并规定放热反应的△H<0，吸热反应的△H>0。 2、标准燃烧热与热值
燃烧热是反应热的一种形式，使用燃烧热的概念时要理解下列要点。 ① 规定是在101 kPa压强下测出热量。书中提供的燃烧热数据都是在101kPa下测定出来的。因为压强不同，反应热有所不同。
② 规定可燃物的物质的量为1mol（这样才有可比性）。因此，表示可燃物的燃烧热的热化学方程式中，可燃物的化学计量数为1，其他物质的化学计量数常出现分数。例如，C8H18的燃烧热为5518 kJ·mol-1，用热化学方程式表示则为
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C8H18（l）+O2（g）= 8CO2（g）+9H2O（l）；△H=－5518 kJ·mol-1
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③ 规定生成物为稳定的氧化物．例如C→ CO2、H →H2O(l)、S →SO2等。
1
C（s）+O2（g）=CO（g）；△H=－110.5 kJ·mol-1
2
C（s）+O2（g）=CO2（g）；△H=－393.5 kJ·mol-1 C的燃烧热为393.5 kJ·mol-1，而不是110.5 kJ·mol-1。
④ 叙述燃烧热时，用正值，在热化学方程式中用△H表示时取负值。例如，CH4的燃烧热为890.3 kJ·mol-1，而△H＝－890.3 kJ·mol-1且必须以1mol可燃物燃烧为标准。 ⑤要与热值概念进行区别。热值：1g物质完全燃烧的反应热叫该物质的热值。
3、中和热：把在稀溶液中酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O时的反应热叫中和热，单位是kJ/mol。燃烧热和中和热都属于反应热。
二、正确书写热化学方程式
1、ΔH只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边，并用―；‖隔开。若为放热反应，ΔH为 <0：若为吸热反应，ΔH为>0 。ΔH的单位一般为kJ/mol。
2、注意热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的个数。因此化学计量数可以是整数、也可以是分数。
3、反应物和产物的聚集状态不同，反应热数值以及符号都可能不同。因此，必须注明物质的聚集状态(s、l、g)才能完整地体现出热化学方程式的意义。热化学方程式中不用↑和↓。
4、由于ΔH与反应完成物质的量有关，所以方程式中化学式前面的化学计量数必须与ΔH相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。
5、当反应向逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。
6、用中文表示焓变时数值没有正负号，而用符号表示焓变时数值必须注明正负号。如H2
的燃烧热为285.8kJ/mol，△H=－285.8kJ/mol。 ．．．．．三、盖斯定律
1、定义：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。即如果一个反应可以分步进行，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。即
△H△H1△H2
甲 ——→乙，甲 ——→丙 ——→乙，ΔH=ΔH1+ΔH2。 2、应用
（1）利用关系图找出反应热之间的关系
①找起点和终点（起点是A，终点是C）；②找途径：一个是A→B→C，一个是A→C；③列式：△H3=△H1+△H2。
（2）利用方程组找出反应热之间的关系 ①找出中间产物（中间产物是B）；②利用方程组消去中间产物：反应c＝反应a+反应b；③列式：△H3=△H1+△H2。
四、键能、反应热和稳定性的关系
1、键能定义：在101kPa、298K条件下，1mol气态AB分子全部拆开成气态A原子和B
原子时需吸收的能量称AB间共价键的键能，单位为kJ ·mol –1。
2、键能与反应热 化学反应中最主要的变化是旧化学键发生断裂和新化学键的形成。化
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学反应中能量的变化也主要决定于这两个方面吸热与放热，可以通过键能计算得到近似值。
①放热反应或吸热反应 旧键断裂吸收的能量大于新键形成放出的能量，为吸热反应；旧键断裂吸收的能量小于新键形成所放出的能量，该反应为放热反应。
②反应热 化学反应中吸收或放出的热量称反应热，符号ΔH，单位kJ ·mol –1 ，吸热为正值，放热为负值。可以通过热化学方程式表示。反应热的大小与多个因素有关，其数据来源的基础是实验测定。由于反应热的最主要原因是旧化学键断裂吸收能量与新化学键形成放出能量，所以通过键能粗略计算出反应热。
ΔH（反应热）== =反应物的键能总和—生成物键能总和。为方便记忆，可作如下理解：断裂旧化学键需吸热（用＋号表示），形成新化学键则放热（用－号表示），化学反应的热效应等于反应物和生成物键能的代数和，即ΔH=（＋反应物的键能总和）＋（—生成物键能总和），若ΔH＜0，为吸热，若ΔH＞0，为放热。
3、物质稳定性：物质在反应中放出能量越多，则生成物能量越小，该物质越稳定，生成物中化学键越牢固。反之亦然。
如：同素异形体稳定性的比较：根据△H正负和大小判断，反应放热，说明生成物能量小，较稳定。
五、常见的吸热反应与放热反应
常见吸热反应：所有盐的水解和电离过程、大多数的分解反应。
常见放热反应：燃烧、爆炸反应、金属与酸的置换、酸碱中和反应、2NO2N2O4、大多数的化合反应是放热的。
六、误点警示
1、吸热反应一定需要加热才能发生吗？
答：吸热反应不一定需要加热才能发生，如氢氧化钡晶体[Ba（OH）2·8H2O]和氯化铵晶体的反应为吸热反应，但只要用玻璃棒搅拌混合，温度即迅速降低，同时有刺激性气体产生，说明该反应已进行。加热只是反应所需的一种条件，放热、吸热取决于反应物总能量和生成物总能量的相对大小，只要反应物总能量大于生成物总能量，反应一定放热，反之，就一定吸热。有的放热反应如碳的燃烧需要加热到着火点才能进行。
2、中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离的吸热所伴随的热效应。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。
以下反应热均非中和热：
①H2SO4(aq)+
111Ba(OH)2(aq)==BaSO4(s)+H2O(1) (此处还有BaSO4(s)的生成热)； 222②NaOH(s)+HCl(aq)==NaCl(aq)+H2O(此处还有NaOH的溶解热)；
③CH3COOH(aq)+NaOH(aq)==CH3COONa(aq)+H2O(1)(此处还有CH3COOH电离热)。 3、已知：H2(g) + Cl2(g) = 2 HCl(g) ΔH = － 184.6 kJ·mol-1，能由此判断出氢气的燃烧热为184.6 KJ·mol-1吗？已知2C2H2 (g) + 5 O2 (g) 4 CO2 (g) + 2 H2O（l）; △H =-2600kJ·mol-1，能说乙炔的燃烧热为-2600kJ·mol-1吗？另外，物质的燃烧热大，其产生的火焰温度就高吗？
答：―燃烧热‖的定义是：在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物（或单质）时放出的能量。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(g)，H→H2O(l)，P→P2O5(s)，N→N2(g)，S→SO2(g)。生成不稳定的氧化物所放出的热量不是燃烧热，如：C→CO(g)，H→H2O（g）。氢气在氯气中虽能燃烧，但其热效应却不是燃烧热，只能称为反应热。
燃烧热叙说有两种形式：一是用文字表示，此时只能用相应的数值和单位，不能用―—‖号。如乙炔的燃烧热为1300kJ·mol-1；一是用△H表示，此时需用负号表示，如乙炔的燃烧热
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△H =-1300kJ·mol-1。火焰的温度与可燃物的燃烧热和热量损失（如生成的水等）有关。燃烧热相差不大时，生成的水越多，热量损失就越多，火焰温度就低。 【考点例析】
例1．已知反应A＋B＝C＋D为放热反应，对该反应的下列说法中正确的是（ ） A. A的能量一定高于C B. B的能量一定高于D C. A和B的总能量一定高于C和D的总能量
D. 该反应为放热反应，故不必加热就一定能发生
解析:化学反应中的能量变化，通常主要表现为热量的变化——吸热或放热，当反应物的总能量高于生成物质总能量时为放热反应中，当反应物的总能量低于生成物的总能量时为吸热反应。值得注意的是：总能量是指所有反应物或所有生成物，而不是其中某些反应物或某些生成物,所以A、B是不正确的；而有的放热反应在开始时也是需要加热的，例如炭的燃烧。
答案:C
例2．关于吸热反应的说法正确的是( )。
A．凡需加热的反应一定是吸热反应 B．只有分解反应才是吸热反应
C．使用催化剂的反应是吸热反应
D．CO2与CaO化合是放热反应，则CaCO3分解是吸热反应
解析：A组见上一题目分析，有些化合反应也是吸热反应，例如炭和二氧化碳化合生成一氧化碳的反应就是吸热反应，故B不正确，催化剂是用来改变化学反应速率的，它不能改变反应物和生成自身的能量，故不影响反应热，像合成氨、二氧化硫的催化氧化都是放热反应，故C也是不对的。CO2和CaO的化合反应与CaCO3的分解反应是相反过程，故D正确。 答案D
例3．在同温同压下，下列各组热化学方程式中，△H1＞△H2的是 （ ） A 2H2(g)+O2(g)==2H2O(g)；△H1 2H2(g)+O2(g)==2H2O(l)；△H2 B S(g)+O2(g)==SO2(g)；△H1 S(s)+O2(g)==SO2(g)；△H2
1
C C(s)+ O2(g)==CO(g)；△H1 C(s)+ O2(g)==CO2 (g)；△H2
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D H2(g)+ Cl2(g)==2HCl(g)；△H1 H2(g)+ Cl2(g)==HCl(g)；△H2
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解析：上述各反应均是燃烧反应，故都是放热反应，所有△H1和△H2均为负值，反应放出或吸收热量的多少，跟反应物和生成物的聚集状态有密切关系。A中，由于从气态水到液态水会放热，所以生成液态水比生成气态水放出热量多，又因为放热△H为负值，放热越多△H越小，故△H1>△H2；B中，由于从固态硫到气态硫要吸热，所以气态硫燃烧放出的热量比固态硫燃烧放出的热量多，即△H1<△H2；C中，生成CO放热，因为氧气过量会与CO反应又放出热量，所以△H1>△H2；D中，△H1=2△H2，因为△H1和△H2均为负值，所以△H1<△H2。
答案:AC
［感悟］比较△H大小时，一要注意反应物和生成物的聚集状态，二要注意热化学方程式中化学计量数，三要注意放热反应的反应热△H<0，放热越多，│△H│越大，△H越小。
例4． 灰锡(以粉末状存在)和白锡是锡的两种同素异形体。已知： ①Sn(s、白)＋2HCl(aq)＝SnCl2(aq)＋H2(g)；△H1 ②Sn(s、灰)＋2HCl(aq)＝SnCl2(aq)＋H2(g)；△H2
③Sn(s、灰)
Sn(s、白)；△H3＝＋2.1kJ/mol
下列说法正确的是
A △H1＞△H2 B 锡在常温下以灰锡状态存在
C 灰锡转化为白锡的反应是放热反应 D 锡制器皿长期处于低于13.2℃的环境中，会自行毁坏
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