（课标版）2021高考化学一轮复习 专题十一 化学能与热能课件.pptx

考点一反应热的有关概念6.产生原因:化学反应过程中旧键断裂吸收的能量与新键形成放出的能量不相等,故化学反应均伴随着能量变化。二、燃烧热和中和反应的反应热1.燃烧热2.中和反应的反应热(1)定义:在稀溶液中,酸跟碱发生⑨中和反应生成 1molH2O时所释放的热量,叫作中和反应的反应热。(2)热化学方程式:H+(aq)+OH-(aq) H2O(l)ΔH=-57.3kJ·mol-1。三、催化剂对活化能、焓变的影响重点突破一、放热反应和吸热反应的比较二、常见的放热反应和吸热反应1.常见的放热反应(1)活泼金属与水或酸的反应,例如:2Na+2H2O 2NaOH+H2↑2Al+6HCl 2AlCl3+3H2↑(2)酸碱中和反应,例如:2KOH+H2SO4 K2SO4+2H2OCH3COOH+NaOH CH3COONa+H2O(3)燃烧反应,例如:2CO+O2 2CO2CH3CH2OH+3O2 2CO2+3H2O(4)一些化合反应,例如:3.反应条件与放热反应、吸热反应的关系考点二热化学方程式盖斯定律及其应用二、盖斯定律及其应用1.内容:不管化学反应是一步完成还是分几步完成,其反应热是相同的,即化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关,而与反应的途径无关。方法反应热大小的比较与反应热的计算1.反应热大小比较方法(1)同一反应的生成物状态不同时A(g)+B(g) C(g)ΔH1<0A(g)+B(g) C(l)ΔH2<0C(g) C(l)ΔH3<0因为ΔH3=ΔH2-ΔH1,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<0S(s)+O2(g) SO2(g)ΔH2<0S(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<0C(s)+ O2(g) CO(g)ΔH2<0C(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)ΔH=ΔH1-ΔH2。2.反应热的计算方法(1)应用盖斯定律计算反应热某化学反应无论一步完成,还是分几步完成,反应的总热效应相同。即反应热只与反应体系的始态和终态有关,而与反应途径无关,这就是盖斯定律。此定律的主要应用是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。注意应用盖斯定律进行简单计算的注意事项①设计合理的反应过程。②当反应方程式乘或除某数时,ΔH也应乘或除该数。③反应方程式进行加减运算时,ΔH也同样要进行加减运算,且计算过程中要带“+”“-”。④应用盖斯定律进行计算并比较反应热的大小时,同样要把ΔH看作一个整体。⑤在设计的反应过程中常会遇到同一物质固、液、气三态的相互转化,状态由固→液→气变化时,会吸热;反之会放热。⑥当设计的反应逆向进行时,其反应热与正反应的反应热数值相等,符号相反。运用盖斯定律的关键在于分析总反应可由哪些中间过程构成,化简要细心。(2)根据化学键键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和(3)根据反应物和生成物的能量计算ΔH=生成物具有的总能量-反应物具有的总能量