高考化学二轮复习专题突破教案化学反应与能量

高考化学二轮复习专题突破教案化学反应与能量

专题六 化学反应与能量 ‎【考纲要求】‎ ‎1．了解化反应中的能量变化，吸热反应、放热反应、反应热、燃烧热、中和热等概念。‎ ‎2．理解热化方程式的含义，能正确书写热化方程式 ‎3．掌握有关燃烧热的简单计算。‎ ‎4．初步了解新能源 的开发。‎ ‎【考情分析】‎ ‎《考试大纲》要求注重理论联系实际，主要突出在能源、环保、化工业等问题。理解反应热、燃烧热和中和热等概念；能正确书写热化方程式。高考中有关试题以判断热化方程式的书写是否正确、比较反应热的大小等为主，有关化反应中的能量变化题型，在高考中以选择题为主。‎ ‎【课时安排】 2课时 ‎【教学过程】‎ 考点一 反应热 焓变及其计算 一、 知识梳理：‎ ‎1.焓变的原因 类型 比较 放热反应 吸热反应 总能量的相对大小 E反应物＞E生成物 E反应物＜E生成物 与化学键的关系 生成物分子成键时释放出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出的总能量小于反应物分子断键时吸收的总能量 ΔH的符号 ΔH＜0(“－”号)‎ ΔH＞0(“＋”号)‎ 反应过程图示 ‎2.焓变的基本计算 ‎(1)根据物质具有的能量来计算 ΔH＝E(总生成物)－E(总反应物)＝H(生成物)－H(反应物)‎ ‎(2)根据化学键来计算 ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和 ‎＝反应物断键吸收的总能量－生成物成键放出的总能量 二、典例精析 例1．对于反应CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)ΔH<0，在其他条件不变时(　　)‎ A．加入催化剂，改变了反应的途径，反应的ΔH也随之改变 B．改变压强，平衡不发生移动，反应放出的热量不变 C．升高温度，反应速率加快，反应放出的热量不变 D．若在原电池中进行，反应放出的热量不变 ‎【解析】　A项，加入催化剂，改变了反应物和生成物的活化能，从而改变反应的途径，但反应的ΔH只与反应物、生成物的总能量有关，并不发生改变。B项，该反应前后气体的总物质的量不变，改变压强，平衡不发生移动，因此反应放出的热量不变。C项，升高温度，反应速率加快，平衡逆向移动，反应放出的热量减少。D项，原电池反应中，化学能主要转化为电能，因此反应放出的热量将减少。【答案】　B 例2．反应A＋B―→C(ΔH＜0)分两步进行：①A＋B―→X(ΔH＞0)，②X―→C(ΔH＜0)。下列示意图中，能正确表示总反应过程中能量变化的是(　　)‎ ‎ ‎ ‎【解析】　根据反应物和生成物能量的高低来分析、解决问题。化学反应都伴随能量变化，当反应物的总能量高于生成物的总能量时，该反应为放热反应；当反应物的总能量低于生成物的总能量时，该反应为吸热反应。反应①的ΔH>0，为吸热反应，故可排除A项和C项。反应②的ΔH<0，为放热反应，B项错误，故选D。【答案】　D 例3．肼(H2NNH2)是一种高能燃料，有关化学反应的能量变化如图所示。已知断裂1 mol化学键所需的能量(kJ)：N N为942、O=O为500、N—N为154，则断裂1 mol N—H键所需的能量(kJ)是(　　)‎ A．194　　　B．391　　　C．516　　　D．658‎ ‎【解析】　由题图可知 ΔH3＝－(ΔH2－ΔH1)＝－＝＋2 218 kJ·mol－1，断裂1 mol NH键所需能量＝(2 218 kJ－500 kJ－154 kJ)×＝391 kJ。【答案】　B 三、方法总结 应用盖斯定律计算反应热的两种方法 ‎1．代数运算法(线性组合)‎ ‎(1)根据反应物、生成物和中间产物，确定已知反应热的反应方程式要不要倒转。‎ ‎(2)以消去中间产物为目的，确定反应方程式所乘的系数。对于n个反应方程式，则所求反应热的反应方程式＝a1×①式(或倒转)＋a2×②式(或倒转)＋……an×②式(或倒转)，计算时各式相加即可。‎ ‎2．图解法(元素守恒和能量守恒)‎ 以反应物为起点，根据某种元素在各反应中守恒，可经过中间产物，变为最终产物，在过程中画出反应图像。如：①A→2B　ΔH1；②3C→B　ΔH2；③D→2C　ΔH3。计算 A→3D　ΔH＝？ A2B6C3D 可以得出所求的反应热ΔH＝ΔH1－2ΔH2－3ΔH3。‎ 四、特别提醒 ‎(1)催化剂可以降低反应物的活化能，但不影响反应焓变ΔH。‎ ‎(2)物质能量越低，物质的键能越大，越稳定。‎ ‎(3)当热化学方程式乘、除某一个数时，ΔH也应乘、除某一个相同的数；方程式间进行加减运算时，ΔH也同样要进行加减运算，且要带“＋”、“－”符号，即把ΔH看作一个整体进行运算。‎ ‎(4)将一个热化学方程式颠倒书写时，ΔH的符号也随之改变，但数值不变。‎ 考点2 热化学方程式的书写与判断 一、知识梳理 ‎1.“四步”书写热化学方程式 写方程―→标状态―→注条件(温度压强)―→定焓变ΔH。‎ ‎2．书写与判断应注意的问题 ‎(1)注意ΔH的符号和单位 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。若为放热反应，ΔH为“－”；若为吸热反应，ΔH为“＋”。ΔH的单位一般为kJ·mol－1。‎ ‎(2)注意反应条件 反应热ΔH与测定条件(温度、压强等)有关。因此书写热化学方程式时应注明ΔH的测定条件。绝大多数ΔH是在‎25 ℃‎、101 325 Pa下测定的，可不注明温度和压强。‎ ‎(3)注意物质的聚集状态 反应物和产物的聚集状态不同，反应热ΔH不同。因此，必须注明物质的聚集状态。‎ ‎(4)注意化学方程式的化学计量数 ‎①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，并不表示物质的分子数或原子数。因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。‎ ‎②热化学方程式中的反应热是表示反应物完全反应时的热量变化，与反应是否可逆无关。方程式中化学式前面的化学计量数必须与ΔH相对应，即化学计量数与ΔH成正比。当反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。‎ 二、典例精析 例4．下列热化学方程式或叙述正确的是________。‎ A．1 mol液态肼在足量氧气中完全燃烧生成水蒸气，放出642 kJ的热量：‎ N2H4(l)＋O2(g)===N2(g)＋2H2O(g) ΔH＝＋642 kJ·mol－1‎ B．‎12 g石墨转化为CO时，放出110.5 kJ的热量：‎ ‎2C(石墨，s)＋O2(g)===2CO(g)　ΔH＝－110.5 kJ·mol－1‎ C．已知H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－286 kJ/mol，‎ 则2H2O(l)===2H2(g)＋O2(g)的ΔH＝＋572 kJ/mol D．由C、S形成的液态化合物CS2 0.2 mol在O2中完全燃烧，生成两种气态氧化物，‎25 ℃‎时放出热量215 kJ，该反应的热化学方程式为CS2(l)＋3O2(g)===CO2(g)＋2SO2(g)　ΔH＝－1 075 kJ/mol E．已知N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝－92.4 kJ/mol，则在一定条件下向密闭容器中充入0.5 mol N2(g)和1.5 mol H2(g)充分反应放出46.2 kJ的热量 ‎【解析】　A项，放热反应，ΔH<0，错误；B项，12 g C的物质的量为1 mol，ΔH＝－221.0 kJ/mol，不正确；C项，已知反应为放热，则其逆反应为吸热，ΔH为“＋”，ΔH与化学计量数成正比，正确；D项，1 mol CS2(l)放出的热量为＝1 075 kJ，正确；E项，该反应为可逆反应，0.5 mol N2与1.5 mol H2反应不能生成1 mol NH3，故放出的热量小于46.2 kJ，错误。【答案】　CD,‎ 三、方法总结 判断热化学方程式的“五审”‎ 四、特别提醒 ‎1. 反应热的单位是否为kJ/mol。‎ ‎2. 反应物和产物要根据题给信息来确定。‎ ‎3. 在书写时，也要注意状态、符号、物质的量等。例如：中和热、燃烧热对应的焓变都是负值；中和热数值对应的水为1 mol，燃烧热数值对应的可燃物为1 mol。‎ 考点3 反应热大小的比较 一、知识梳理 ‎1.同一反应的生成物状态不同时 A(g)＋B(g)===C(g)　ΔH1<‎0 A(g)＋B(g)===C(l)　ΔH2<‎0 C(g)===C(l)　ΔH3<0‎ 因为ΔH3＝ΔH2－ΔH1，ΔH1<0，ΔH2<0，ΔH3<0 所以ΔH2<ΔH1。‎ 也可以按以下思路分析：‎ 因为ΔH1＋ΔH3＝ΔH2，ΔH1<0，ΔH2<0，ΔH3<0 所以ΔH2<ΔH1。‎ ‎2．同一反应的反应物状态不同时 S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH1<0 S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH2<0‎ S(g)===S(s)　ΔH3<0‎ 因为ΔH2＋ΔH3＝ΔH1，ΔH1<0，ΔH2<0，ΔH3<0；所以ΔH1<ΔH2。‎ ‎3．两个有联系的不同反应相比 C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1<0 C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH2<0‎ C(s)CO2(g) C(s)CO(g)CO2(g)‎ 因为ΔH2＋ΔH3＝ΔH1，ΔH1<0，ΔH2<0，ΔH3<0‎ 所以ΔH1<ΔH2。‎ 并且据此可写出下面的热化学方程式：‎ CO(g)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH3＝ΔH1－ΔH2。‎ 二、典例探究 例5 下列各组热化学方程式中，化学反应的ΔH前者大于后者的是(　　)‎ ‎①C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH‎1 C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH2‎ ‎②S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH3 S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH4‎ ‎③H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH5 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH6‎ ‎④CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g)　ΔH7 CaO(s)＋H2O(l)===Ca(OH)2(s)　ΔH8‎ A．①　　　B．④ C．②③④ D．①②③‎ ‎【解析】　①中CO(g)＋O2(g)===CO2(g)放出的热量较小，故ΔH1＜ΔH2；②固态硫转变为硫蒸气是吸热反应，故S(g)燃烧生成SO2(g)放热多，故ΔH3＞ΔH4；③2 mol H2比1 mol H2 燃烧放出的热量多，故ΔH5＞ΔH6；④前者是吸热反应ΔH7＞0，后者是放热反应ΔH8＜0，故ΔH7＞ΔH8。【答案】　C 考点4 燃烧热和中和热的理解和判断 一、知识梳理 ‎1. 燃烧热与中和热的比较 燃烧热 中和热 相同点 能量变化 放热 ΔH ΔH＜0，单位常用kJ·mol－1‎ 不同点 反应物的量 ‎1 mol (O2不限量)‎ 不限量 生成物的量 不限量 ‎1 mol H2O 反应热的含义 ‎1 mol纯反应物完全燃烧时放出的热量；不同反应物，燃烧热不同 生成 1 mol 液态水时放出的热量；不同的反应物的中和热大致相同，均约为57.3 kJ·mol－1‎ ‎2.表示燃烧热和中和热的热化学方程式的书写 ‎(1)书写表示燃烧热的热化学方程式时，以燃烧 1 mol 物质为标准来配平其余物质的化学计量数。同时可燃物要完全燃烧且生成的氧化物状态稳定。‎ 如：H2(g)＋O2(g)===H2O(l)ΔH＝－285.8 kJ/mol ‎(2)书写表示中和热的热化学方程式时，以中和反应生成1 mol H2O(l)为标准配平其余物质的化学计量数。如 H2SO4(aq)＋NaOH(aq)===Na2SO4(aq)＋H2O(l)ΔH＝－57.3 kJ/mol 二、典例探究 例6．工业上利用天然气(主要成分为CH4)与CO2进行高温重整制备CO，已知CH4、H2和CO的燃烧热(ΔH)分别为－890.3 kJ·mol－1、－285.8 kJ·mol－1和－283.0 kJ·mol－1，则生成1 m3(标准状况)CO所需热量为________。‎ ‎【解析】　根据燃烧热的含义，写出下列热化学方程式，然后利用盖斯定律，推导出目标热化学方程式。CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)ΔH＝－890.3 kJ·mol－1　①‎ CO(g)＋O2(g)===CO2(g) ΔH＝－283.0 kJ·mol－1　②‎ H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1③‎ ‎①－(②＋③)×2得CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g)　ΔH＝247.3 kJ·mol－1‎ 故标准状况下生成1 m3 CO所需热量为××247.3 kJ·mol－1≈5.52×103 kJ。【答案】　5.52×103 kJ 三、特别提醒 ‎(1)几种元素燃烧后对应的稳定产物：C―→CO2(g)，H―→H2O(l)，S―→SO2(g)。‎ ‎(2)ΔH＝－57.3 kJ/mol是稀的强酸与强碱的中和热，如有弱酸或弱碱参与反应，反应热数值小于57.3 kJ/mol。若酸、碱反应有沉淀生成时，反应热数值一般大于57.3 kJ/mol。‎ ‎(4)对于反应热、焓变或ΔH描述时要注明“＋”或“－”，表明吸热或放热。‎ ‎(5)对于燃烧热或中和热文字描述时用正值描述，不需注明“－”。‎ ‎【课堂小结】‎ ‎1.2个物质能量与反应吸、放热之间的关系：‎ (1) E反应物＞E生成物，放热反应，ΔH＜0。‎ ‎(2)E反应物＜E生成物，吸热反应，ΔH＞0。‎ ‎2.3点热化学方程式书写、判断的注意事项：‎ (1) 注意标明物质的聚集状态。‎ ‎(2)注意ΔH的符号与单位。‎ ‎(3)注意ΔH的数值与计量数是否对应。‎ ‎3. 4种放热反应：‎ (1) 大多数化合反应 (2)所有的燃烧反应 ‎(3)酸碱中和反应 (4)金属与酸的反应 ‎4.4种吸热反应：‎ (1) 大多数分解反应 (2)盐的水解 (3) Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应 (4)C和CO2、C和H2O(g)的反应 ‎【课后作业】专题六练习 ‎【教学反思】‎ 化反应与能量的内容是高考的重要知识点之一，在考试中主要突出在能源、环保、化工业等问题。理解反应热、燃烧热和中和热等概念；能正确书写热化方程式。高考中有关试题以判断热化方程式的书写是否正确、比较反应热的大小等为主，有关化反应中的能量变化题型，在高考中以选择题为主。是高考重点考察内容之一。对于燃烧热和中和热的概念及计算将是高考考查的重点，预计会在填空题、选择题、实验题中有所体现，难度不会太大。重点考查生灵活应用知识，接受新知识的能力。所以学生的能力培养是关键。‎