高二化学重难点化学反应与能量变化

2024-05-10

高二化学重难点化学反应与能量变化（精选10篇）

篇1：高二化学重难点化学反应与能量变化

化学反应与能量变化教学设计

【教材分析】本节内容选自人教版高中《化学4（选修）》，该内容属于化学反应与能量变化范畴。化学课程标准关于化学反应与能量的内容在初中化学、高中化学2和选修4均有安排，体现了知识生长与学习的层次性，本节将从科学概念的层面和定量的角度深入学习“化学与能量”。

【教学目标】

知识与技能：1.知道化学反应中释放能量的形式。

2.理解化学反应中能量变化的原因。

3.掌握焓变与反应热的关系。过程与方法：学会用观察、实验探究等方法获取信息、理解信息。通过对化学反应中能量变化的原因分析，培养学生从现象到本质的自然科学思维方法。

情感态度与价值观：1.列举生活实例和能源发展里程碑，让学生认识化学科学的发展对人类生活质量的积极影响。

2.通过实验探究和研究性学习活动培养探究能力和实践能力。【学情分析】

知识基础：学生知道化学反应能提供能量，知道一些具体的吸热反应和放热反应，同时能够从化学键的角度认识化学反应的本质，但是缺少用定量的思想去分析问题。学生渴望利用所学化学知识解决生活中的实际问题，所以用暖宝宝探讨学习。

学情及年龄特征：学生对生活中的实例有浓厚的探究兴趣，对未知知识和应用有强烈的探究欲。

【教学重点】分析化学反应中热效应与焓变的关系。【教学难点】培养学生用微观理论解释宏观现象的原因。

【教学方法】现代教学方法中重视知识形成过程，所以出现了情景教学、探究教学等，对于焓变这样高度抽象的知识教学中，采用单一的实验探究不易激发学生的兴趣，所以在本节的教学方法中采用实验探究、层层引进、多媒体演示等辅助教学。【教学资源】电脑多媒体投影、实物暖宝宝

【教学流程】

教师活动

学生活动

【教学过程】教学环节

教师活动

学生活动

教学意图

化学史引入

【引入】介绍能源的发展史：原始社会→18世纪→19世纪→20世纪

观看并了解能源史

【过渡】能量来自能源

【讲解】观看这两组火焰图，我们知道：发生了能量变化【板书】化学反应与能量变化

观察并思考能量变化的原因

进入课题，让学生初步建立能量与化学反应的思想

实例

【实物展示】暖宝宝、透气袋

【讲解】暖宝宝有一个透气袋，撕开包装后氧气进入透气袋反应而产生热量

仔细观看，初步了解暖宝宝

化学与生活息息相关，激发学生的学习兴趣

探究与思考

【讲解】同学们已经学过：化学反应可以分为吸热反应和放热反应【板书】

化学反应: 吸热反应放热反应

【设问和引导】依据什么划分为吸热反应和放热反应？回忆以前做的

Ba(OH)2.8H2O和NH4Cl及燃烧反应的实验现象，知道是根据热效应划分的【板书】热效应

【引出情景】暖宝宝的热效应是什么？

放热反应

回忆实验现象，探究、总结出：暖宝宝的热效应是放热反应

引导学生探讨吸热反应和放热反应的划分依据，并判断了实物暖宝宝的热效应

情景创设

【讲解】目前使用的暖宝宝放热原理化学能→热能

【情景设问】所有的放热反应都能做暖宝宝吗？可以用Mg、Al等原料吗？

【拓展知识讲解】Mg、Al等热效应效果更好，但是价格比较高，暖宝宝作为一种商品，必须满足市场需要和顾客的接受程度

知道暖宝宝的放热原理，思考、了解是否能用其它材料

情景探究，提高学生思考问题的能力

提出概念

【过渡】Fe、Mg、Al等都可以做暖宝宝，为何热效应会有差异？

【讲解】不同的物质能量不同，这就是今天将学习的重点知识：焓变与热效应。焓是与物质内能相关的物理量，焓变是等压下的热效应【板书】焓变与热效应

理解并掌握焓变的概念

形成正确的概念

【讲解】焓变是定量描述化学反应热效应的物理量

【引导讲解】同学们在必修2中已经学习过放热反应和吸热反应的能量变化图形

回忆以前的知识，归纳出焓变与热效应的关系

进行知识的梳理、归纳，让学生养成新、旧知识的联系

放热反应：ΔH<0

吸热反应: ΔH>0

【设问】回忆氢气在氯气中燃烧的实验现象，如何判断反应的热效应？【讲解】氢气与氯气反应的微观过程…….对比旧键断裂吸收的能量与新键形成释放的能量，判断热效应。

观看反应的微观过程，倾听老师的讲解

呈现微观反应过程，弥补讲授法的不足

归纳总结

【归纳总结】吸热反应：反应物旧键断裂吸收的能量>生成物新键形成释放的能量

ΔH= E反–E生>0 放热反应：反应物旧键断裂吸收的能量＜生成物新键形成释放的能量

ΔH= E反–E生＜0 【板书】

吸热反应：ΔH>0 放热反应：ΔH＜0 【回顾】常见的吸热反应和放热反应有哪些？

归纳整理，记笔记，化学反应与热效应的关系：吸热反应： ΔH>0 放热反应： ΔH＜0

对所讲的知识进行提炼，让学生明白重点

实验探究知识应用

【情景设问】同学们是否有疑问：哪些因素影响化学反应的热效应？【探究实验】

选择NaOH和HCl中和实验，用控制变量法探测最高温度，第一组探究用量是否影响，第二组探究温度的影响，第三组探究状态的影响【总结】用量、温度、状态影响化学反应的热效应【板书】

影响焓变的因素：用量、温度、状态等

【过渡】理论的角度认识了热效应后，同学们能够能够举出热效应的应用吗？【板书】

化学反应热效应的应用

【讲解】无论是嫦娥一号卫星的发射，还是生活中常见的自热米饭、暖宝宝，都说明了化学让我们的生活变得越来越美好

猜想，并跟随老师思路思考理解影响焓变的因素思考、了解热效应的应用

学会用控制变量法探究实验，探究影响焓变的因素，为下节课写热化学方程式奠定基础应用化学知识能解释生活中的问题，化学服务于生活，激发学生好好学化学

知识梳理

【情景回顾】暖宝宝的热效应是什么？是否所有的放热反应都能做暖宝宝？哪些因素影响化学反应的热效应？

【探究作业】同学们：如果是你，如何制作暖宝宝？

回顾学习的知识，运用所学知识完成暖宝宝的制作

理论应用到实践，提高学习能力

【教学反思】

新课程的概念是要将知识与生活联系起来。暖宝宝图片的展示为同学提供了感性认识，接着引导学生进入深入的理性思考。从生活实例去研究热效应的原因，使教学的实效性提高。本节课是在原有的化学能、热能基础上继续探究学习，在学习的过程中，掌握化学反应的热效应、热效应与焓变的关系、热效应在生活中的应用，提出影响焓变的因素，为下节热化学方程式的书写奠定基础。

篇2：高二化学重难点化学反应与能量变化

1.化学反应中的能量变化

放热

2.化学反应中的能量变化对生活、生产的意义。

3.能量之间的相互转化[

电能转化为热能——电饭煲、电热毯、电热水器等

光能转化为热能——太阳能热水器等

光能转化为电能——太阳能电池

机械能转化为热能——摩擦生热

化学能转化为内能——干电池

化学能转化为热能——燃气灶

篇3：化学反应与能量变化考点解读

化学反应与能量变化是高考必考的内容之一, 在选择题中, 通常考查基础知识;在非选择题中, 通常结合其他知识进行综合考查, 包括新能源的开发与利用等。纵观近几年全国各省区高考试题, 对“化学反应与能量变化”的考查, 在遵循《考试大纲》的前提下, 在保持高考命题连续性和稳定性的基础上, 命题形式和角度不断创新, 在创新中立足基础, 注重能力的考查。如在注重对放热反应、吸热反应、反应热、热化学方程式的书写与判断、盖斯定律的应用等基础知识、基本能力和重要方法考查的同时, 突出了对信息整合能力、实验探究能力的考查。

【考查情况】

高考试题既有利于为高校选拔人才, 又为中学阶段全面推进素质教育、落实新课程改革起到很好的引领作用。稳定中凸显创新, 这是高考命题的突出特点之一。2011年高考 (理综) 化学试题形式与样题保持一致, 知识和能力主线与以往考题保持相对稳定, 以高中热化学基础知识和基本技能为依据, 以生产、生活中化学知识的应用为载体, 将研究化学的基本方法、可逆反应、化学平衡、化学平衡的移动、化学平衡的图像、转化率、难溶电解质的溶度积常数 (Ksp) 、电化学知识 (电极反应式的书写) 等基本概念和基本理论、常见无机物及其应用等融为一体。第Ⅰ卷的客观题主要考查基础知识、基本技能, 第Ⅱ卷重在考查考生对基本原理的理解, 运用所学知识分析生产生活中实际问题和解决化学问题的能力, 实验与探究能力。同往年的试题相比, 2011年高考 (理综) 化学试题在保持稳定的基础上求新求变, 更加注重理解和应用, 对实验技能和实验探究能力的考查进一步加强;题目设置与生产和生活密切相关, 试题充分体现了探究与开放特点, 增大了考生思维空间, 实现了对考生思维品质的深度考查。

2011年高考对“化学反应与能量变化”的考查情况如下表:

由此可见, 化学反应与能量变化这一内容的考查重点在于反应热、热化学方程式和盖斯定律的应用, 难点在于盖斯定律的应用及其与化学平衡、电化学知识等内容的综合。

【考点解读】

一、吸热反应与放热反应

例1. (2011年上海化学卷) 据报道, 科学家开发出了利用太阳能分解水的新型催化剂。下列有关水分解过程的能量变化示意图正确的是 ( )

解析:氢气燃烧生成水是放热反应, 由此推断其逆反应 (即水的分解反应) 必为吸热反应, 说明产物的总能量大于反应物的总能量 (排除A、C两项) 。催化剂的使用能降低反应的活化能, 但不影响反应热的大小。

答案:B

点评:本题从水分解过程中的能量变化入手, 主要考查催化剂对化学反应的影响以及化学反应吸 (放) 热与能量变化的关系。对催化剂的认识, 学生需要知道催化剂的如下5个特点: (1) 催化剂可以降低反应的活化能, 但不能改变反应热的大小; (2) 催化剂可以改变反应速率的大小; (3) 催化剂可以改变可逆反应达到平衡所需的时间; (4) 催化剂不能改变可逆反应中各反应物的转化率; (5) 催化剂不能改变平衡混合物中各组分的百分含量。

二、活化能

例2. (2011年海南卷) 某反应的ΔH=+100kJ·mol-1, 下列有关该反应的叙述正确的是 ( )

A.正反应活化能小于100kJ·mol-1

B.逆反应活化能一定小于100kJ·mol-1

C.正反应活化能不小于100kJ·mol-1

D.正反应活化能比逆反应活化能大100kJ·mol-1

解析:题中焓变为正值 (ΔH>0) , 说明正反应为吸热反应, 生成物的总能量大于反应物的总能量, 焓变与活化能的关系图示如下:

答案:CD

点评:解答这类试题时, 可先作个草图再作答, 谨防出错。

三、反应热 (ΔH) 与键能之间的关系

例3. (2011年重庆理综卷) SF6是一种优良的绝缘气体, 分子结构中只存在S—F键。已知:1molS (s) 转化为气态硫原子吸收能量280kJ, 断裂1molF—F、S—F键需吸收的能量分别为160kJ、330kJ。则 $S (s) + 3 F_{2} (g) =_{}^{} S F_{6} (g)$ 的反应热ΔH为 ()

A.-1780kJ·mol-1 B.-1220kJ·mol-1

C.-450kJ·mol-1 D.+430kJ·mol-1

解析:本题考查反应热的有关计算。在化学反应中断裂化学键需要吸热, 而形成新的化学键需要放热。由题意知, 1molS (s) 和3molF2 (g) 形成S原子和F原子共需要吸收能量是280kJ+3×160kJ=760kJ。而生成1molSF6 (g) 时需形成6molS-F键, 共放出能量6×330kJ=1980kJ, 因此该反应共放出的热 (能) 量为1980kJ-760kJ=1220kJ, 反应热ΔH=-1220kJ·mol-1, B项正确。

答案:B

点评:反应热与键能的关系为:ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。

四、盖斯定律的应用

高考理综化学通常只有7道选择题, 如何通过这几个选择题来比较全面地检测考生对整个高中化学知识的掌握情况和运用知识解决问题的能力强弱?命题者加大了选择题中各个选项的知识覆盖面和整体考查力度, 如一道选择题就似一个大拼盘。像这样大型的选择题, 考查的知识容量不亚于第Ⅱ卷中的非选择题!

例4. (2011年浙江理综卷) 下列说法不正确的是 ( )

A.已知冰的熔化热为6.0kJ·mol-1, 冰中氢键键能为20kJ·mol-1, 假设1mol冰中有2mol氢键, 且熔化热完全用于破坏冰的氢键, 则最多只能破坏冰中15%的氢键

B.已知一定温度下, 醋酸溶液的物质的量浓度为c, 电离度为 $α ‚ Κ_{a} = \frac{(c α)^{2}}{c (1 - α)}$ 。若加入少量醋酸钠固体, 则 $C Η_{3} C Ο Ο Η \overset{}{⇌} C Η_{3} C Ο Ο^{-} + Η^{+}$ 向左移动, α减小, Ka变小

C.实验测得环己烷 (l) 、环己烯 (l) 和苯 (l) 的标准燃烧热分别为-3916kJ·mol-1、-3747kJ·mol-1和-3265kJ·mol-1, 可以证明在苯分子中不存在独立的碳碳双键

D.已知:Fe2O3 (s) +3C (石墨) $=_{}^{} 2 F e (s) + 3 C Ο (g) Δ Η_{1} = + 489.0$ kJ·mol-1 ①

$C Ο (g) + \frac{1}{2} Ο_{2} (g) =_{}^{} C Ο_{2} (g) Δ Η_{2} = - 283.0 k J \cdot m o l^{- 1} ②$

C (石墨) $+ Ο_{2} (g) =_{}^{} C Ο_{2} (g) Δ Η_{3} = - 393.5 k J \cdot m o l^{- 1} ③$

则4Fe $(s) + 3 Ο_{2} (g) =_{}^{} 2 F e_{2} Ο_{3} (s) Δ Η_{4} = - 1641.0 k J \cdot m o l^{- 1} ④$

解析:A项, 1mol冰中含2mol氢键, 总的氢键键能为40kJ, 冰的熔化热为6.0kJ·mol-1, 所以6.0kJ的热量破坏氢键的量为 $\frac{6.0 k J}{40 k J} \times 100 % = 15 %$ , 故A项正确。Ka只与温度有关, 与浓度无关, B项错。C项, 环己烯 (l) 与环己烷 (l) 相比, 形成一个 $C =_{}^{} C$ 键, 能量降低169kJ·mol-1, 苯 (l) 与环己烷 (l) 相比, 能量降低651kJ·mol-1, 远大于169kJ·mol-1×3, 说明苯环中不存在独立的碳碳双键, C项正确。D项, ③-②得:C (石墨) $+ \frac{1}{2} Ο_{2} (g) =_{}^{} C Ο (g) Δ Η_{5} = Δ Η_{3} - Δ Η_{2} = - 110.5$ kJ·mol-1 ⑤, 则 (⑤×3-①) ×2得:4Fe $(s) + 3 Ο_{2} (g) =_{}^{} 2 F e_{2} Ο_{3} (s) Δ Η_{4} = 2 (3 Δ Η_{5} - Δ Η_{1}) = - 1641.0$ kJ·mol-1, D项正确。

答案:B

点评:本题综合考查熔化热、氢键的键能、弱电解质的电离平衡常数、电离度、热化学方程式的书写等多个知识点, 是盖斯定律的应用、弱电解质的电离平衡、能量变化“三合一”的典范。

五、图形图表的分析与数据处理

此类试题考查考生是否能用化学视角分析和解决问题。试题注重考查考生运用化学基础知识、基本技能解决化学问题的能力, 从而实现对考生思维品质的考查。如2011年高考山东理综卷的第28题第 (3) 问, 着力于考查考生读图获取信息的能力。通过图像反映出的转化率与温度和压强的关系, 确定反应ΔH的正负;结合生产的经济性解释选择实际生产条件的原因, 要求考生深入理解化学反应原理, 并有较高的理论联系实际能力, 对考生知识迁移、综合应用等能力有较高要求。类似的还有以实验室进行物质的制备为问题情境, 把实验室常见仪器的使用, 常见气体的制备, 化学实验的基本操作, 物质的检验、分离和提纯有机地结合在一起;同时题目给出表格数据, 考查考生从表格中获取有价值的信息来控制反应条件的能力, 更精彩的是给出限定的条件, 考查考生设计实验方案的能力。这类试题考查面广、综合性强, 开放性大, 对考生的观察能力、创新思维能力、实验能力等都提出了较高的要求。

例5. (2011年广东理综卷) 利用光能和光催化剂, 可将CO2和H2O (g) 转化为CH4和O2。紫外光照射时, 在不同催化剂 (Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ) 作用下, CH4产量随光照时间的变化如图13所示。

(1) 在0～30小时内, CH4的平均生成速率vⅠ、vⅡ和vⅢ从大到小的顺序为______;反应开始后的12小时内, 在第______种催化剂的作用下, 收集的CH4最多。

(2) 将所得CH4与H2O (g) 通入聚焦太阳能反应器, 发生反应: $C Η_{4} (g) + Η_{2} Ο (g) \overset{}{⇌} C Ο (g) + 3 Η_{2} (g)$ , 该反应ΔH=+206kJ·mol-1。

①在下列坐标图中, 画出反应过程中体系的能量变化图 (进行必要的标注) 。

②将等物质的量的CH4和H2O (g) 充入1L恒容密闭反应器, 某温度下反应达到平衡, 平衡常数K=27, 此时测得CO的物质的量为0.10mol, 求CH4的平衡转化率 (计算结果保留两位有效数字) 。

(3) 已知: $C Η_{4} (g) + 2 Ο_{2} (g) =_{}^{} C Ο_{2} (g) + 2 Η_{2} Ο (g) Δ Η = - 802$ kJ·mol-1。写出由CO2生成CO的热化学方程式:______。

解析: (1) CH4的平均生成速率可以表示为 $v = \frac{Δ n (C Η_{4})}{V \cdot Δ t}$ (式中, V为容器的容积, 固定值) , 因为Δt相同, Δn (CH4) 越大, 平均生成速率就越大, 即vⅢ>vⅡ>vⅠ。由图13可以直接看出, 反应开始后的12小时内, 在第Ⅱ种催化剂的作用下, 收集的CH4最多。

$(2) C Η_{4} (g) + Η_{2} Ο (g) \overset{}{⇌} C Ο (g) + 3 Η_{2} (g)$ 的ΔH>0, 是吸热反应, 说明生成物的总能量大于反应物的总能量, 由此作出如下图像:

②设起始时投入的CH4的物质的量为a, 列出相关数据如下:

$C Η_{4} (g) + Η_{2} Ο (g) \overset{}{⇌} C Ο (g) + 3 Η_{2} (g)$

起始/mol: aa 0 0

转化/mol: 0.10 0.10 0.10 0.30

平衡/mol: a-0.10 a-0.10 0.10 0.30

根据题意有: $\frac{0.10 \times 0.30^{3}}{(a - 0.10)^{2}} = 27$ , 求得a=0.11 (mol) 。

CH4的平衡转化率为 $\frac{0.10 m o l}{0.11 m o l} \times 100 % = 91 %$ 。

(3) 题中的已知条件为:

$C Η_{4} (g) + Η_{2} Ο (g) \overset{}{⇌} C Ο (g) + 3 Η_{2} (g) Δ Η_{1} = + 206$ kJ·mol-1 ①

$C Η_{4} (g) + 2 Ο_{2} (g) =_{}^{} C Ο_{2} (g) + 2 Η_{2} Ο (g) Δ Η_{2} = - 802$ kJ·mol-1 ②

①-②得到: $C Ο_{2} (g) + 3 Η_{2} Ο (g) =_{}^{} 2 Ο_{2} (g) + C Ο (g) + 3 Η_{2} (g) Δ Η = Δ Η_{1} - Δ Η_{2} = + 1008 k J \cdot m o l^{- 1}$ 。

答案: (1) vⅢ>vⅡ>vⅠ Ⅱ

(2) ①

②91%

$(3) C Ο_{2} (g) + 3 Η_{2} Ο (g) =_{}^{} 2 Ο_{2} (g) + C Ο$ (g) +3H2 (g) ΔH=+1008kJ·mol-1 (其他合理答案也可)

点评:本题以前沿科技、利用光能和光催化剂获得甲烷、氢气等重要的能源物质为中心, 将化学反应速率、化学平衡 (常数) 、热化学方程式的书写、盖斯定律的应用等内容进行综合考查, 要求考生能正确分析图形图表、能正确作图、能正确处理数据, 并得出合理结论。

六、能量变化与化学平衡的综合

例6. (2011年山东理综卷) 研究NO2、SO2、CO等大气污染气体的处理具有重要意义。

(1) NO2可用水吸收, 相应的化学反应方程式为______。利用反应 $6 Ν Ο_{2} + 8 Ν Η_{3} ⇌_{△}^{催化剂} 7 Ν_{2} + 12 Η_{2} Ο$ 也可处理NO2。当转移1.2mol电子时, 消耗的NO2在标准状况下是______L。

(2) 已知:

$\begin{array}{l} 2 S Ο_{2} (g) + Ο_{2} (g) \overset{}{⇌} 2 S Ο_{3} (g) Δ Η_{1} = - 196.6 k J \cdot m o l^{- 1} ① \\ 2 Ν Ο (g) + Ο_{2} (g) \overset{}{⇌} 2 Ν Ο_{2} (g) Δ Η_{2} = - 113.0 k J \cdot m o l^{- 1} ② \end{array}$

则反应 $Ν Ο_{2} (g) + S Ο_{2} (g) \overset{}{⇌} S Ο_{3} (g) + Ν Ο$ (g) 的ΔH=______kJ·mol-1。

一定条件下, 将NO2与SO2以体积比1∶2置于密闭容器中发生上述反应, 下列能说明反应达到平衡状态的是______。

a.体系压强保持不变

b.混合气体颜色保持不变

c.SO3和NO的体积比保持不变

d.每消耗1molSO3的同时生成1molNO2

测得上述反应平衡时NO2与SO2体积比为 1∶6, 则平衡常数K=______。

(3) CO可用于合成甲醇, 反应方程式为CO $(g) + 2 Η_{2} (g) \overset{}{⇌} C Η_{3} Ο Η (g)$ 。CO在不同温度下的平衡转化率与压强的关系如下图所示。该反应ΔH______0 (填“>”或“<”) 。实际生产条件控制在250℃、1.3×104kPa左右, 选择此压强的理由是______ 。

解析: (1) NO2与水反应的化学方程式为 $3 Ν Ο_{2} + Η_{2} Ο =_{}^{} 2 Η Ν Ο_{3} + Ν Ο$ 。NO2与NH3反应的电子转移关系为6NO2+8N24e- $Η_{3} ⇌_{△}^{催化剂} 7 Ν_{2} + 12 Η_{2} Ο$ , 即6NO2～24e-, 当转移1.2mol电子时, 消耗的NO2体积在标准状况下为 $\frac{1.2}{24} \times 6 \times 22.4 = 6.72 (L)$ 。

(2) 根据盖斯定律, 所求热化学方程式由 (①-②) ÷2得到, 则 $Δ Η = \frac{Δ Η_{1} - Δ Η_{2}}{2} = \frac{- 196.6 + 113.0}{2} = - 41.8 (k J \cdot m o l^{- 1})$ 。

对于反应前后气体体积不变的可逆反应 $Ν Ο_{2} (g) + S Ο_{2} (g) \overset{}{⇌} S Ο_{3} (g) + Ν Ο$ (g) 来说, 压强不变不能作为判断是否达到平衡的标志, a错。当混合气体颜色保持不变时, 说明NO2的浓度不再发生变化, 已达到化学平衡, b对。由于是从正反应开始建立平衡, 任意时刻, 体系中生成物SO3和NO的体积比始终是1∶1, c错。消耗SO3是逆反应, 生成NO2也是逆反应, 无法判断正、逆反应速率是否相等, d错。

化学平衡常数 (K) 的计算过程如下:

$Ν Ο_{2} (g) + S Ο_{2} (g) \overset{}{⇌} S Ο_{3} (g) + Ν Ο$ (g)

起始 (L) : 1 2 0 0

转化 (L) : kkkk

平衡 (L) : 1-k 2-kkk

根据题意有: $\frac{1 - k}{2 - k} = \frac{1}{6}$ , 求得 $k = \frac{4}{5}$ 。

化学平衡常数 $Κ = \frac{k \cdot k}{(1 - k) (2 - k)} = \frac{\frac{4}{5} \times \frac{4}{5}}{(1 - \frac{4}{5}) (2 - \frac{4}{5})} = \frac{8}{3} = 2.67$ 。

(3) 由图像可知, 升高温度, CO的转化率减小, 说明化学平衡向逆反应方向移动, 由此得出正反应为放热反应, 即ΔH<0。实际生产条件控制在250℃、1.3×104kPa左右, 选择此压强的理由是:在1.3×104kPa下, CO转化率已较高, 再增大压强CO转化率提高不大, 而生产成本增加, 得不偿失。

答案: $(1) 3 Ν Ο_{2} + Η_{2} Ο =_{}^{} 2 Η Ν Ο_{3} + Ν Ο 6.72$

(2) -41.8 b 2.67 (或

(3) 在1.3×104kPa下, CO转化率已较高, 再增大压强CO转化率提高不大, 而生产成本增加, 得不偿失

点评:本题考查了氧化还原反应、热化学方程式的书写及计算、化学平衡状态的判断及平衡常数的求解, 考查的知识点较多, 是一个综合性很强的题目。

【专题训练】

1.1840年, 俄国化学家盖斯 (G.H.Hess) 从大量的实验事实中总结出了一条规律:化学反应不管是一步完成还是分几步完成, 其反应热是相同的, 即盖斯定律。盖斯定律在生产和科学研究中有很重要的意义, 有些反应的反应热虽然无法直接测得, 但可以利用盖斯定律间接计算求得。已知3.6g碳在6.4g氧气中燃烧, 至反应物耗尽, 并放出XkJ热量。已知单质碳的燃烧热为YkJ·mol-1, 则1molC与O2反应生成CO的反应热ΔH为 ( )

A.-YkJ·mol-1

B.- (10X-Y) kJ·mol-1

C.- (5X-0.5Y) kJ·mol-1

D.+ (10X-Y) kJ·mol-1

2.已知胆矾溶于水使溶液温度降低, 室温下将1mol无水硫酸铜制成溶液释放出热量Q1kJ;又知胆矾分解的化学方程式为 $C u S Ο_{4} \cdot 5 Η_{2} Ο (s) =_{}^{} C u S Ο_{4} (s) + 5 Η_{2} Ο (l) Δ Η = Q_{2}$ kJ·mol-1。则Q1、Q2的关系为 ( )

A.Q1>Q2 B.Q1<Q2

C.Q1=Q2 D.无法确定

3.一定条件下, 用甲烷可以消除氮氧化物 (NOx) 的污染。已知:

$① C Η_{4} (g) + 4 Ν Ο_{2} (g) =_{}^{} 4 Ν Ο (g) + C Ο$ 2 (g) +2H2O (g) ΔH=―574kJ·mol-1

$② C Η_{4} (g) + 4 Ν Ο (g) =_{}^{} 2 Ν_{2} (g) + C Ο$ 2 (g) +2H2O (g) ΔH=―1160kJ·mol-1

下列选项正确的是 ( )

$A . C Η_{4} (g) + 2 Ν Ο_{2} (g) =_{}^{} Ν_{2} (g) + C Ο$ 2 (g) +2H2O (l) ΔH=―867kJ·mol-1

B.若0.2molCH4还原NO2至N2, 在上述条件下放出的热量为173.4kJ

C.1molCH4催化还原NOx为N2的过程中, 若x=1.6, 则转移的电子为3.2mol

D.若用标准状况下2.24LCH4还原NO2至N2, 整个过程中转移的电子为0.8mol

4.已知:向足量H2SO4溶液中加入100mL0.4mol·L-1Ba (OH) 2溶液, 放出的热量是5.12kJ;向足量Ba (OH) 2溶液中加入100mL0.4mol·L-1HCl溶液时, 放出的热量为2.2kJ。则Na2SO4溶液与BaCl2溶液反应的热化学方程式为 ( )

$A . B a^{2 +} (a q) + S Ο_{4}^{2 -} (a q) =_{}^{} B a S Ο_{4} (s) Δ Η = - 2.92$ kJ·mol-1

$B . B a^{2 +} (a q) + S Ο_{4}^{2 -} (a q) =_{}^{} B a S Ο_{4} (s) Δ Η = - 0.72$ kJ·mol-1

$C . B a^{2 +} (a q) + S Ο_{4}^{2 -} (a q) =_{}^{} B a S Ο_{4} (s) Δ Η = - 73$ kJ·mol-1

$D . B a^{2 +} (a q) + S Ο_{4}^{2 -} (a q) =_{}^{} B a S Ο_{4} (s) Δ Η = - 18$ kJ·mol-1

5.实验室内中和热的测定装置如右图所示, 回答下列问题:

(1) 用此装置作为中和热的测定装置, 其不足之处是:

① ;

② 。

(2) 用环形玻璃搅拌棒搅拌溶液的操作方法是______, 其目的是______。

(3) 若有三位同学分别用下列三组溶液做中和热的测定实验, 并不考虑实验的操作误差, 则三组实验放出的热量由大到小的顺序为______ (填字母序号) 。

A.50mL0.55mol·L-1的盐酸与50mL0.5mol·L-1的NaOH溶液

B.60mL0.5mol·L-1的盐酸与50mL0.55mol·L-1的NaOH溶液

C.50mL0.5mol·L-1的盐酸与50mL0.5mol·L-1的氨水

(4) 测定反应起始温度的方法是______。将反应混合溶液的______温度记为反应的终止温度。

(5) 某同学用55mL0.5mol·L-1的NaOH溶液与50mL0.5mol·L-1的盐酸做中和热的测定实验, 并重复实验三次, 测得数据如下表:

计算该中和热应选取的实验数据是 ( )

A.①② B.①②③

C.①③ D.②

参考答案:

1.C 2.B 3.BD 4.D

5. (1) 大小烧杯口未保持水平大烧杯中盛的是液体 (注:正确的应填碎泡沬塑料或纸条)

(2) 将环形玻璃棒上下抽动使酸与碱迅速混合充分反应, 缩短时间, 减小误差

(3) B>A>C

(4) 用一个量筒量取50mL0.5mol·L-1的盐酸倒入小烧杯中, 用温度计测量盐酸的温度;改用另一量筒量取50mL0.55mol·L-1NaOH溶液, 并用温度计测量NaOH溶液的温度, 分别记录, 求平均值作为起始温度最高

(5) C

篇4：化学反应与能量变化热点题型分析

题型一、热化学方程式的书写与正误判断

【方法】⑴书写要领：①必须在化学方程式的右边标明反应热ΔH的符号、数值和单位（ΔH与最后一种生成物之间留一空格）；②ΔH与测定条件（温度、压强等）有关、因此应注明ΔH的测定条件。绝大多数ΔH是在25 ℃、101 kPa下测定的，此时可不注明温度和压强；③反应热与物质的聚集状态有关，因此必须注明物质的聚集状态（s、l、g），溶液中的溶质标明“aq”。化学式相同的同素异形体除标明状态外还需标明其名称[如C（s，金刚石）]。热化学方程式中不标示“↑”和“↓”，不在等号或箭头上写“点燃、△、高温、催化剂”等条件；④热化学方程式中的化学计量数只表示物质的量而不表示分子数或原子数。因此化学计量数可以是整数，也可以是分数；⑤书写燃烧热、中和热的热化学方程式时，要注意其限定要求。⑵正误判断视角：①热化学方程式是否已配平，是否符合客观事实；②各物质的聚集状态是否标明、是否正确；③反应热ΔH的数值与该热化学方程式的化学计量数是否对应；④反应热ΔH的符号是否正确，放热反应的ΔH为“-”，吸热反应的ΔH为“+”，是否漏写或写错单位。

题型五、反应热的计算

【方法】⑴利用热化学方程式进行相关量的求解，可先写出热化学方程式，再根据热化学方程式所体现的物质与物质间、物质与反应热间的关系直接或间接求算物质的质量或反应热。其注意的事项有：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做相同倍数的改变。②热化学方程式中的反应热是指反应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。⑵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，得到新的热化学方程式，可进行反应热的有关计算。其注意的事项有：①热化学方程式同乘以某一个数时，反应热数值也必须乘上该数。②热化学方程式相加减时，同种物质之间可相加减，反应热也随之相加减。③将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“+”、“-”号必须随之改变。⑶根据燃烧热计算：可燃物完全燃烧产生的热量=可燃物的物质的量×燃烧热。⑷根据键能计算：反应热（焓变）等于反应物中的键能总和减去生成物中的键能总和，ΔH=∑E反-∑E生（E表示键能）。

③根据题意可知，测量值偏小，这说明反应中有热量损失，因此选项a、c正确。量取NaOH溶液的体积时仰视读数，则氢氧化钠的体积增大，其质量增加，放出的热量增加，b不正确；用温度计测定NaOH溶液起始温度后直接测定H2SO4溶液的温度，由于温度计上粘附氢氧化钠，会消耗硫酸，因此在实验过程中放出的热量减少，选项d也是正确的。答案选a、c、d。

点拨：本题综合性强，涉及知识点多，易错点也多，如求NaOH的质量时，一是计算错误，用245 mL直接算得4.9 g，二是未注意有效数值，错答为5 g；又如选择仪器时，漏选b；计算中和热△H时，有的同学未注意审题，沿用课本中的实验数据，把m的数据记为100 g，求得的ΔH=-66.9 kJ·mol-1，导致错误。这些都是解题中要引以为戒的。

除上述类型的问题外，还有概念辨析（如燃烧热、中和热等）、吸热反应和放热反应实例的判断、学科内综合问题（如与化学平衡、氧化还原反应等相联系）分析等，不一一列举。总之，通过学习，要初步掌握各类常考题型及涉及知识内容、解题方法等，唯有如此，我们的能力才会不断提高。

篇5：化学反应与能量的变化教案

1、使学生了解化学反应中能量转化的原因和常见的能量转化形式；

2、认识化学反应过程中同时存在着物质和能量的变化，而且能量的释放或吸收是以发生的物质为基础的，能量的多少决定于反应物和生成物的质量；

3、了解反应热和焓变的含义。

【重、难点】:1、化学反应中的能量变化，2、对△h的“+”与“-”的理解。

【学习过程】：一、反应热焓变

（一）：反应能量变化与反应热

能量就是推动人类进步的“杠杆”！能量使人类脱离了“茹毛饮血”的野蛮，进入繁华多姿的文明。化学反应所释放的能量是现代能量的主要来源之一（一般以热和功的形式与外界环境进行能量交换）。所以，研究化学反应中的能量变化，就显得极为重要。

1.化学反应与能量变化的关系

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是相等的，在产生新物质的同时总是伴随着能量的变化。即在一个化学反应中，同时遵守质量守恒和能量守恒两个基本定律。

2、化学反应中能量变化形式

化学反应所释放的能量是现代能量的主要来源之一，一般以热和功的形式与外界环境进行能量交换，通常表现为热量的变化。

3、类型

（1）放热反应：即_化学反应中放出热量的化学反应，其反应物的总能量__大于生成物的总能量。如：燃料的燃烧、中和反应、生石灰与水化合、金属和酸的反应、铝热反应等都是放热反应。

（2）吸热反应：即_化学反应中放出热量的化学反应，其反应物的总能量_小于_生成物的总能量。[来源:学_科_网]

如：h2还原cuo的反应，灼热的碳与二氧化碳反应，caco3分解等大多数分解反应，ba(oh)28h2o与nh4cl的反应都是吸热反应。

说明：吸热反应特征是大多数反应过程需要持续加热，但有的不需要加热如：ba(oh)28h2o和nh4cl固体反应，

放热反应有的开始时需要加热以使反应启动。即反应的吸、放热与反应条件无关。形成原因（图示）

从微观上分析：从宏观上分析：

预测生成:

（二）：反应热焓变

两个概念：环境一切影响化学反应要素的总称体系反应物和生成物按一定的规律组合成的整体。

1、定义：化学反应过程中吸收或放出的热量叫反应热-。

2、表示符号：△h

3、单位：kj/mol (或j/mol )。

4、计算方法：△h =反应物的总键能—生成物的总键能（或△h =生成物的总能量—反应物的总能量）因此，△h<0时, h=“”>0时，为吸热反应。

5、注意：在应用焓变时，应注意△h的符号。当△h>0时，其“+”号_不能_（填“能”、“”）省略。

6、“反应热”与“热量”的区别：反应热有“+”、“—”之分；而热量是标量，但要注明是“吸收”、还是”放出”。

知识拓展：焓是与物质的内能有关的一个物理量，但它又不同于物质的内能。单位为kj/mol，不可以测量。化学研究表明，对于在等压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能（同时可能伴随着反应体系体积的改变），而没有转化为电能、光能等其他形式的能，则该反应的反应热就等于反应前后物质的焓的变化，即焓变。即在此，可用焓变代替反应热。但焓变与反应热是不同含义两个的概念。

【思考】:看看两幅图分别表示什么反应，这一段差值表示什么？（a放热反应b吸热反应还可表示出中间物）

a b

篇6：《化学反应与能量变化》教学设计

化学反应与能量

第一节

化学反应与能量的变化

[阅读提纲] 1.什么是反应热（焓变）？什么是放热反应和吸热反应？

2.什么是热化学方程式？在热化学方程式中如何表示放热和吸热？ 3.为什么在热化学方程式中必须标明物质的集聚状态？ 4.热化学方程式中的系数表示什么？能否用分数表示？

一．反应热

焓变

1．定义：化学反应过程中所释放或吸收的能量都属于反应热，又称为焓变（ΔH），单位kJ/mol。

化学反应中为什么会伴随能量变化？（微观解释）

旧键的断裂：吸收能量

新键的形成：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。

吸热：前者>后者放热：前者<后者

2．放热反应：放出热量的化学反应。(放热>吸热）ΔH<0 吸热反应：吸收热量的化学反应。(吸热>放热)ΔH>0

[小结]（1）化学反应的本质：原子的分离与结合的过程

（2）反应物分子中原子解离-------吸热。

生成物新分子的形成---------放热。

二．热化学方程式

1．定义：能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式

例如：H2(气)+ 1/2 O2(气)= H2O(气)

ΔH= －241.8kJ/mol H2(气)+ 1/2 O2(气)= H2O(液)

ΔH= －285.8 kJ/mol

[讨论] 1.为什么集聚状态不同，热量值不同？

答：液态水变成水蒸气要吸收热量

2.若反应物状态不同，而生成物状态相同，那么热量值相同吗？答：不同

[思考与交流] 2．书写要点：

C(固)+ H2O(气)= CO(气)+ H2(气)

ΔH= +131.3 kJ/mol ①标集聚状态（固、液、气）

②右端标热量数值和符号：吸热用“＋”，放热用：“－”。③系数单位是“摩”，而不是“个”；也不能表示物质的量之比。④系数可用分数，但热量值要相应变化。

如：2H2(气)+ O2(气)= 2H2O(液)

ΔH= －571.6 kJ/mol H2(气)+ 1/2 O2(气)= H2O(液)

ΔH= －285.8 kJ/mol ⑤不注明条件，即指250C、1.01×105Pa

例：

1克甲烷在空气中燃烧，恢复常温下测得放出热量55.625KJ，试写出热化学方程式。

CH4(气)+ 2O2(气)= CO2(气)+ 2H2O(液)

ΔH= －890 kJ/mol [练习1]同温、同压下，比较Q1与Q2的大小：

S(气)+ O2(气)== SO2(气)+ Q1

S(固)+ O2(气)== SO2(气)+ Q2

Q1 < Q2，|Q1 | > |Q2|

[练习2] 已知：C(固)+ O2(气)== CO2(气)ΔH= －393.5 kJ/mol，要获得1000千焦热量，需燃烧多少克碳？

30.5克 [练习3] 已知：S(固)+ O2(气)= SO2(气)ΔH= －290.6 kJ/mol，求1.6克硫燃烧成为SO2气体放出多少热量？

14.53kJ [自我检测] 1 3mol CH4燃烧时，生成液态水和CO2 同时放出2670.9KJ的热。请写出热化学方程式。2 常温下14克CO在足量氧气中充分燃烧，放出141.3KJ热量，写出该热化学方程式。3 1836年，俄国化学家盖斯指出：化学反应的热效应仅与反应物的最初状态和生成物的最终状态有关，而与中间步骤无关。按此规律，结合下列热化学方程式：

C(固、金刚石)+ O2(气)== CO2(气)

ΔH= －395.41 kJ/mol C(固、石墨)+ O2(气)== CO2(气)

ΔH= －393.51 kJ/mol 回答有关问题：

（1）石墨转化为金刚石的热化学方程式是：

（2）石墨和金刚石相比较，__________的稳定性更大。自我检测题答案：

1.CH4(气)+ 2O2(气)= CO2(气)+ 2H2O(液)ΔH= －890.3 kJ/mol 2.2CO(气)+ O2(气)= 2CO2(气)

ΔH= －565.2 kJ/mol 3.（1）

C(固、石墨)== C(固、金刚石)

篇7：化学反应与能量的变化教案设计

（1）符号：用△H表示。

（2）单位：一般采用kJ/mol。

（3）可直接测量，测量仪器叫量热计。

（4）研究对象：一定压强下，在敞口容器中发生的反应所放出或吸收的热量。

（5）反应热产生的原因：

[设疑]例如：H2(g)＋Cl2(g) = 2HCl(g)

实验测得 lmol H2与 lmol Cl2反应生成 2 mol HCl时放出184.6 kJ的热量，从微观角度应如何解释？

[电脑投影]

[析疑]

化学键断裂时需要吸收能量。吸收总能量为：436kJ＋243kJ＝679 kJ，化学键形成时需要释放能量。释放总能量为：431kJ＋431kJ＝862 kJ，反应热的计算：862kJ—679kJ=183kJ

[讲述]任何化学反应都有反应热，这是由于反应物中旧化学键断裂时，需要克服原子间的相互作用而吸收能量；当原子重新组成生成物、新化学键形成时，又要释放能量。新化学键形成时所释放的总能量与反应物中旧化学键断裂时所吸收的总能量的差就是此反应的反应热。

[板书]

（6）反应热表示方法：

[学生阅读教材小结]①当生成物释放的总能量大于反应物吸收的总能量时，反应为放热反应，使反应本身能量降低，规定放热反应△H为“一”，所以△H为“一”或△H＜0时为放热反应。

上述反应 H2(g)＋Cl2(g) = 2HCl(g)，反应热测量的实验数据为 184.6

kJ/mol，与计算数据 183kJ/mol很接近，一般用实验数据表示，所以△H =-184.6 kJ/mol。

②当生成物释放的总能量小于反应物吸收的总能量时，反应是吸热反应，通过加热、光照等方法吸收能量，使反应本身能量升高，规定△H为“＋”，所以△H为“＋”或△H＞0时为吸热反应。

[板书] △H为“＋”或△H＞0时为吸热反应；△H为“一”或△H＜0时为放热反应。

[投影]

[讲解]

（1）如果反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量，反应物转化为生成物时放出热量。反应为放热反应。规定放热反应△H为“一”。

（2）如果反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量，反应物转化为生成物时吸收热量。反应为吸热反应。规定△H为“＋”。

[投影]

例 1：1molC与1molH2O(g)反应失成lmol CO(g)和1mol H2(g)，需要吸收131.5kJ的热量，该反应的反应热为△kJ/mol。(＋131.5)

例 2：拆开 lmol H—H键、lmol N－H键、lmolN≡N键分别需要的能量是436kJ、391kJ、946N，则1mol N2生成NH3的反应热为

NH3的反应热为。，1mol H2生成

篇8：聚焦化学反应与能量变化三大考点

考点一热化学方程式的书写及正误判断

与普通化学方程式相比，书写热化学方程式除了要遵循书写化学方程式的要求外还应注意以下四点:

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k J·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.注意热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)化学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.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.如，

则有:ΔH1=2ΔH2=-ΔH3.特别提醒:在可逆反应中的反应热数值是按生成物的量在反应完成时放出或吸收的能量，而不是按反应物的量反应时的能量变化.如

是指生成2 mol NH3时放出92.4 k J的热量，因反应不能进行完全，3 mol H2(g)和1 mol N2(g)混合反应实际放出的热量小于92.4 k J.

例1下列热化学方程式的书写正确的是()

(A)1 mol液态肼在足量氧气中完全燃烧生成水蒸气，放出642 k J的热量:

(B)101 k Pa下，26 g乙炔在足量氧气中完全燃烧生成液态水，放出1 299.6 k J的热量:

2C(石墨，s)+O2(g)=2CO(g)ΔH=-110.5 k J·mol-1

(D)1 mol B2H6气体完全燃烧生成固态三氧化二硼和液态水，放出2165 k J的热量:

解析:放热反应ΔH为“-”，(A)项不正确.反应热的单位为k J·mol-1,(B)不正确;反应热与化学计量数有关，(C)不正确.答案:(D).

例2下列有关热化学方程式及其叙述正确的是()

(A)氢气的燃烧热为285.8 k J/mol，则水电解的热化学方程式为:

(B)1 mol甲烷完全燃烧生成CO2和H2O(l)时放出890 k J热量，它的热化学方程式为:

(C)已知2C(s)+O2(g)=2CO(g)ΔH=-221 k J/mol，则C的燃烧热为110.5 k J/mol

(D)HF与Na OH溶液反应:H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)ΔH=-57.3 k J/mol

解析:燃烧热的概念是:在25℃、101 k Pa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，而这里水电解的热化学方程式中生成2 mol H2，则ΔH=+571.6 k J/mol,(A)选项错;热化学方程式中热量值要与化学方程式中反应物的物质的量成比例，这里1 mol甲烷完全燃烧放出890 k J热量，1/2mol CH4完全燃烧放出445 k J的热量，(B)选项正确;(C)选项中碳燃烧生成CO，不是稳定的氧化物，应该为CO2,(C)选项错;由于HF是弱酸，不完全电离，在与Na OH反应时，发生电离而吸热，则最终放出的热量小于57.3 k J,(D)选项错.答案:(B).

考点二反应热大小的比较

1.吸热反应与放热反应:吸热反应ΔH>0，放热反应ΔH<0，故吸热反应的反应热一定大于放热反应的反应热.

2.反应物或生成物状态不同的反应:因为反应物和生成物的聚集状态不同，反应热亦不同，如图1所示.

3.化学计量数不同的反应:对于同一反应，化学计量数越大，吸收或放出的热量就越多.

4.不同中和反应的反应热:(1)如果是弱酸或弱碱参加的中和反应，要考虑弱电解质电离过程中要吸收热量;(2)如果是浓H2SO4直接和强碱混合，就要考虑浓H2SO4被稀释时放出的热量;(3)如果是固体物质直接反应，就要考虑溶解过程中的热效应;(4)如果反应过程中有沉淀、气体等其他物质生成，则要全面综合考虑该反应的反应热等.

5.燃烧反应的反应热:比较燃烧反应的反应热要全面分析，可燃物的物质的量、燃烧是否完全、燃烧产物的状态等因素.

6.运用盖斯定律列等式作差比较:对于一些不便于直接比较的反应或过程，可以设计循环转化关系图，然后利用盖斯定律，列等式，作差比较它们的大小.

特别提醒:(1)ΔH有正负之分，比较ΔH时要连同“+”、“-”号包含在内，类似于数学上正负数大小的比较.(2)若只比较放出热量的多少，则只比较数值大小，不考虑正负号.如，

则ΔH1<ΔH2,Q1>Q2.(3)能量最低原理:物质本身所具有的能量越低，说明其结构越稳定，热稳定性越强，化学键越牢固.因此反应放出的热量越多，产物也就越稳定.

例3已知:

下列关系式中正确的是()

解析:H2的燃烧是放热反应，(B)、(D)错.考虑到水的状态及ΔH<0，故a>c,(A)错.ΔH与热化学方程式中各物质的化学计量数成正比，故2a=b<0.答案:(C)

例4氢气燃烧的热化学方程式，可用下列两种热化学方程式表示()

下列关系正确的是()

解析:若前者的生成物也为H2O(g)，则Q1=2Q2，ΔH1=2ΔH2，而生成的水为液态，故Q1>2Q2，ΔH1<2ΔH2.答案:(B)(C).

考点三反应热的计算

1.从键能数据进行计算:ΔH=E(反应物的键能总和)-E(生成物的键能总和).

2.根据图2中能量变化来确定反应热:反应热ΔH=E(生成物的能量)-E(反应物的能量)，如图Ⅰ:ΔH=E1-E2<0，该反应为放热反应;图Ⅱ:ΔH=E2-E1>0，该反应为吸热反应.

3.利用盖斯定律进行计算: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，则该化学反应的焓变也可由这几个反应的焓变相加减而得到.

4.利用热化学方程式进行相关量的求算:先写出热化学方程式，再根据热化学方程式所体现的物质之间、物质与反应热之间的关系直接求算物质的量或反应热.

例5在298 K、100 k Pa时，已知:

则ΔH3与ΔH1和ΔH2间的关系正确的是()

解析:本题考查盖斯定律.据题可知，第三个反应可以是第一个反应和第二个反应的两倍之和.故ΔH3=ΔH1+2ΔH2.答案:(A).

例6已知1 g氢气完全燃烧生成水蒸气时放出热量121 k J.且氧气中1 mol氧氧键完全断裂时吸收热量496 k J，水蒸气中1 mol H-O键形成时放出热量463 k J，则氢气中1 mol H-H键断裂时吸收热量为()

(A)920 k J(B)557 k J(C)436 k J(D)188 k J

解析:本题考查了反应热(焓变)的计算方法.由题意可得:

由上解得ΔH=-484 k J·mol-1.设1 mol H-H键断裂吸收的热量为Q，则2Q+496 k J-4×463 k J=ΔH×1 mol，故Q=436 k J.答案:(C).

例7(1)1 g碳与适量水蒸气反应生成CO和H2，需吸收10.94 k J热量，此反应的热化学方程式为___.

(2)已知:

常温下，取体积比4∶1的甲烷和氢气的混合气体11.2 L(标准状况下)，经完全燃烧后恢复至室温，则放出的热量为___.

(3)以H2为燃料可制成氢氧燃料电池.已知2H2(g)+O2(g)=2H2O(l);ΔH=-572 k J·mol-1，某氢氧燃料电池释放228.8 k J电能时，生成1 mol液态水，该电池的能量转化率为___.

解析:(1)1 g C为1/12 mol，所以1 mol C反应吸收的热量为10.94 k J×12=131.28 k J，热化学方程式为C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g);ΔH=+131.28 k J·mol-1.

(2)标准状况下11.2 L气体为0.5 mol，其中CH4为0.4 mol,H2为0.1 mol，注意最后恢复到室温，H2O为液体，则根据热化学方程式(1)(3)可知最后放出的热量为(0.4Q1+0.05Q3)k J.

(3)生成1 mol液态水时放出的热量为，该电池的能量转化率为

篇9：高二化学重难点化学反应与能量变化

A. 化学反应必然伴随着能量变化

B. 化学变化中的能量变化主要是由化学键引起的

C. 反应中能量变化的大小与反应物的质量无关

D. 化学反应和体系的能量变化是同时发生的

2. 下列说法不正确的是（）

A. 活化能的作用在于使反应物活化，从而启动反应或改变反应速率，但有些反应可能不需要活化能的推动，其活化能接近为0

B. 需要加热的反应可能是放热反应，常温下能自动进行的反应一定是放热反应

C. 在能源利用上模拟有关生物化学过程的研究，具有极为重要的意义

D. [ΔH]单位中的mol-1指的不是“每摩尔”反应物，也不是“每摩尔”生成物，而是“每摩尔”反应

3. 下列反应的热效应与其它三项不相同的是（）

A. 铝粉与氧化铁的反应

B. 氯化铵与Ba（OH）2·8H2O反应

C. 锌片与稀硫酸反应

D. 钠与冷水反应

4. SF6是一种优良的绝缘气体，分子结构中只存在S—F键，已知1 mol S（s）转化为S（g）吸收能量280 kJ，断裂1 mol F—F、S—F键需吸收的能量分别为160 kJ、330 kJ，则S（s）+3F2（g）=SF6（g）的[ΔH]为（）

A. -1780 kJ·mol-1 B. -1220 kJ·mol-1

C. -450 kJ·mol-1 D. +430 kJ·mol-1

5. 下列推论正确的是（）

A. S（g）+O2（g）=SO2（g） ΔH1，S（s）+O2（g）=SO2（g） ΔH2；则ΔH1>ΔH2

B. C（石墨，s）=C（金刚石，s） ΔH=+1.9 kJ·mol-1，则由石墨制取金刚石的反应是吸热反应，金刚石比石墨稳定

C. NaOH（aq）+HCl（aq）=NaCl（aq）+H2O（l） ΔH=-57.4 kJ·mol-1，则含20 g NaOH的稀溶液与稀盐酸完全反应，放出的热量为28.7 kJ

D. CaCO3（s）=CaO（s）+CO2（g） ΔH>0，则该反应任何温度下都能自发进行

[能量/kJ·mol-1] [508][a][b][600][N2+3H2][2NH3][反应过程] 6. 如图，a曲线表示198 K、101 kPa时N2与H2反应过程中能量变化，下列叙述正确的是（）

A. 该反应的热化学方程式为：N2+3H2?2NH3；ΔH=-92kJ·mol-1

B. b曲线是升高温度时的能量变化曲线

C. 加入催化剂，该化学反应的反应热改变

D. 在198K、体积一定的条件下，通入1 mol N2和3 mol H2反应后放出的热量为Q1 kJ，若通入2 mol N2和6 mol H2反应后放出的热量为Q2 kJ则184>Q2>2Q1[反应过程] [能量][A][B][C][E][ΔH]

7. 2SO2（g）+O2（g）?2SO3（g）反应过程的能量变化如右图所示。已知1 mol SO2（g）氧化为1 mol SO3（g）的ΔH=-99 kJ·mol-1。请回答下列问题：

（1）图中A、C分别表示、，E的大小对该反应的反应热有无影响？。该反应通常用V2O5作催化剂，加V2O5会使图中B点升高还是降低？，理由是；

（2）图中ΔH= ；

（3）V2O5的催化循环机理可能为：V2O5氧化SO2时，自身被还原为四价钒化合物；四价钒化合物再被氧气[温度计][硬纸板][碎泡沫塑料]氧化。写出该催化循环机理的化学方程式；

8. 实验室用50 mL 0.50 mol·L-1的盐酸和60 mL 0.50 mol·L-1的氢氧化钠溶液反应来测定中和热。试回答下列问题：

（1）从装置来看，尚缺少的一种玻璃仪器是；

（2）盐酸在反应中若因为有放热现象，而造成少量盐酸在反应中挥发，则测得的中和热数值（填“偏大”“偏小”“不变”）；

（3）将V1 mL 1.00 mol·L-1 盐酸溶液和V2 mL未知浓度的NaOH溶液混合均匀后测量并记录溶液温度，实验结果如图所示（实验中始终保持V1+V2=50 mL）。下列叙述正确的是；

[温度/℃][V1/mL][30

20][O 10 20 30 40 50]

A. 做该实验时环境温度为22 ℃

B. 该实验表明化学能可以转化为热能

C. NaOH溶液的浓度约是1.00 mol·L-1

D. 该实验表明有水生成的反应都是放热反应

（4）若用HCN代替盐酸做实验，测得HCN（aq）与NaOH（aq）反应的ΔH = -12.1 kJ·mol-1；HCl（aq）与NaOH（aq）反应的ΔH = -55.6 kJ·mol-1。则HCN在水溶液中电离的ΔH等于。

篇10：高二化学重难点化学反应与能量变化

第一节化学能与热能

1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。

原因：当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。

一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，取决于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。E反应物总能量>E生成物总能量，为放热反应。E反应物总能量

2、常见的放热反应和吸热反应

常见的放热反应：

①所有的燃烧与缓慢氧化。

②酸碱中和反应。

③金属与酸反应制取氢气。

④大多数化合反应(特殊：

是吸热反应)。

常见的吸热反应：

①以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如：

②铵盐和碱的反应如Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O

③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。

3、能源的分类：

形成条件

利用历史

性质

一次能源

常规能源

可再生资源

水能、风能、生物质能

不可再生资源

煤、石油、天然气等化石能源

新能源

可再生资源

太阳能、风能、地热能、潮汐能、氢能、沼气

不可再生资源

核能

二次能源

（一次能源经过加工、转化得到的能源称为二次能源）

电能（水电、火电、核电）、蒸汽、工业余热、酒精、汽油、焦炭等

【思考】一般说来，大多数化合反应是放热反应，大多数分解反应是吸热反应，放热反应都不需要加热，吸热反应都需要加热，这种说法对吗?试举例说明。

点拔：这种说法不对。如C+O2=CO2的反应是放热反应，但需要加热，只是反应开始后不再需要加热，反应放出的热量可以使反应继续下去。Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应是吸热反应，但反应并不需要加热。

第二节化学能与电能

1、化学能转化为电能的方式：

电能

(电力)

火电（火力发电）

化学能→热能→机械能→电能

缺点：环境污染、低效

原电池

将化学能直接转化为电能

优点：清洁、高效

2、原电池原理

(1)概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。

(2)原电池的工作原理：通过氧化还原反应(有电子的转移)把化学能转变为电能。

(3)构成原电池的条件：

①电极为导体且活泼性不同;

②两个电极接触(导线连接或直接接触);

③两个相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路。

(4)电极名称及发生的反应：

负极：

较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应

电极反应式：较活泼金属-ne-=金属阳离子

负极现象：负极溶解，负极质量减少

正极：

较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应

电极反应式：溶液中阳离子+ne-=单质

正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加

(5)原电池正负极的判断方法：

①依据原电池两极的材料：

较活泼的金属作负极(K、Ca、Na太活泼，不能作电极);

较不活泼金属或可导电非金属(石墨)、氧化物(MnO2)等作正极。

②根据电流方向或电子流向：(外电路)的电流由正极流向负极;电子则由负极经外电路流向原电池的正极。

③根据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极，阴离子流向原电池负极。

④根据原电池中的反应类型：

负极：失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。

正极：得电子，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或H2的放出。

(6)原电池电极反应的书写方法：

①原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧化反应，正极反应是还原反应。因此书写电极反应的方法归纳如下：

写出总反应方程式;

把总反应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应;

氧化反应在负极发生，还原反应在正极发生，反应物和生成物对号入座，注意酸碱介质和水等参与反应。

②原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。

(7)原电池的应用：

①加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。

②比较金属活动性强弱。

③设计原电池。

④金属的腐蚀。

3、化学电源基本类型：

①干电池：活泼金属作负极，被腐蚀或消耗。如：Cu-Zn原电池、锌锰电池。

②充电电池：两极都参加反应的原电池，可充电循环使用。如铅蓄电池、锂电池和银锌电池等。

③燃料电池：两电极材料均为惰性电极，电极本身不发生反应，而是由引入到两极上的物质发生反应，如H2、CH4燃料电池，其电解质溶液常为碱性试剂(KOH等)。

第三节化学反应的速率和限度

1、化学反应的速率

(1)概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量(均取正值)来表示。

计算公式：

①单位：mol/(L·s)或mol/(L·min)

②B为溶液或气体，若B为固体或纯液体不计算速率。

③以上所表示的是平均速率，而不是瞬时速率。

④重要规律：

速率比=方程式系数比

变化量比=方程式系数比

(2)影响化学反应速率的因素：

内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的(主要因素)。

外因：①温度：升高温度，增大速率

②催化剂：一般加快反应速率(正催化剂)

③浓度：增加C反应物的浓度，增大速率(溶液或气体才有浓度可言)

④压强：增大压强，增大速率(适用于有气体参加的反应)

⑤其它因素：如光(射线)、固体的表面积(颗粒大小)、反应物的状态(溶剂)、原电池等也会改变化学反应速率。

2、化学反应的限度——化学平衡

(1)在一定条件下，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这就是这个反应所能达到的限度，即化学平衡状态。

化学平衡的移动受到温度、反应物浓度、压强等因素的影响。催化剂只改变化学反应速率，对化学平衡无影响。

在相同的条件下同时向正、逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应。通常把由反应物向生成物进行的反应叫做正反应。而由生成物向反应物进行的反应叫做逆反应。

在任何可逆反应中，正方应进行的同时，逆反应也在进行。可逆反应不能进行到底，即是说可逆反应无论进行到何种程度，任何物质(反应物和生成物)的物质的量都不可能为0。

(2)化学平衡状态的特征：逆、动、等、定、变。

①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。

②动：动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。

③等：达到平衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于0。即v正=v逆≠0。

④定：达到平衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。

⑤变：当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。

(3)判断化学平衡状态的标志：

①VA(正方向)=VA(逆方向)或nA(消耗)=nA(生成)(不同方向同一物质比较)

②各组分浓度保持不变或百分含量不变

③借助颜色不变判断(有一种物质是有颜色的)

④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变(前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应)

热化学方程式知识点化学热化学方程式是什么

1.定义表示反应所放出或吸收热量的化学方程式，叫做热化学方程式。

2.表示意义不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明厂化学反应中的能量变化。

化学热化学反应方程式的书写

热化学方程式与普通化学方程式相比，在书写时除厂要遵守书写化学方程式的要求外还应注意以下问题：

1.注意△H的符号和单位 △H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，△H为“-”;若为吸热反应，△H为“+”。△H的单位一般为kJ/moJ。

2.注意反应条件反衄热△H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△H的测定条件。绝大多数△H是是25℃、101kPa下测定的，此条件下进行的反应可不注明温度和压强。

3.注意物质的聚集状态反应物和生成物的聚集状态不同，反应热△H不同。因此，必须注明物质的聚集状态才能完整地体现出热化学方程式的意义。气体用“g”，液体用：l“，固体用“s”，溶液用“aq”。

4.注意热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。

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