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选修四上半部分知识总结

※基本信息※
- 资料类型：教(学)案
- 教材版本：不限
- 适用学校：不限
- 所需点数：1点
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- 更新时间：2018-11-09 20:56:50
- 上传时间：2018-11-09 20:57:16
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※资料简介※
化学反应与能量
一、焓变　反应热
1.反应热
(1) 定义：化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以以热量（或换算成相应的热量）来表述，叫做反应热，又称为焓变；(2) 符号：ΔH；(3)单位：KJ•mol-1；(4)反应热的测量：可用量热计直接测量；(5)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。
知识拓展焓（H）是一个物理量。当反应体系在恒压的变化过程中，从反应物转化为生成物时，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能，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改变，即ΔH。且体系的焓变ΔH=H（生成物）—H（反应物）。当ΔH＜0，为放热反应；当ΔH＞0，为吸热反应。
2.反应热产生的原因
任何化学反应都可看作两个过程，即旧的化学键断裂和新的化学键生成。反应物中旧化学键断裂时，需要克服原子间的相互作用吸收能量，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和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。若新化学键形成时释放的总能量比破坏旧化学键吸收的总能量多，则表现为放热反应，反之，则为吸热反应。
3.放热反应和吸热反应
(1)放热反应：反应物具有的总能量＞生成物具有的总能量　反应物的稳定性＜生成物的稳定性
(2)吸热反应：反应物具有的总能量＜生成物具有的总能量　反应物的稳定性＞生成物的稳定性
即：物质具有的总能量与其稳定性成反比
疑点突破如何理解 ΔH的“+”与“—”？

放热反应　　　　　　　　　　　　　　吸热反应
①如上图所示，可以认为ΔH就是物质所具有的能量在反应前后的变化量。
②若为吸热反应，则变化后物质所具有的能量（增加）升高，用“+”表示，ΔH＞0。③若为放热反应，则变化后物质所具有的能量（减少）降低，用“—”表示，ΔH＜0。　　
4.放热反应和吸热反应的比较
放热反应吸热反应
表现形式 ΔH<0或ΔH为“-” ΔH>0或ΔH为“+”
能量变化生成物释放的总能量大于反应物吸收的总能量生成物释放的总能量小于反应物吸收的总能量
键能变化生成物总键能大于反应物总键能生成物总键能小于反应物总键能
联系 ΔH=ΔH(生成物) -ΔH(反应物)
键能越大，物质能量越低，越稳定；反之键能越小，物质能量越高，越不稳定
实例 H2(g)+ O2(g) H2O(l)ΔH=-285.8 kJ•mol-1
C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g）ΔH=+131.5 kJ•mol-1
二、热化学方程式
1.定义：表示参加反应物物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫做热化学方程式。
2H2(g)+O2(g)2H2O(l)　ΔH=-571.6 kJ•mol-1 H2(g)+ O2(g)H2O(l)　ΔH=-285.8 kJ•mol-1
2.热化学方程式书写步骤
(1)写出化学方程式；(2)标明各物质的聚集状态；(3)注明反应温度和压强；(4)写出 ΔH的值并标明“+”与“—”；(5)检查化学计量数是否与ΔH的值配套。
要点提示 ①ΔH只能写在热化学方程式的右边。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书写热化学方程式时应注明温度和压强，若不注明，则是指常温常压。
③热化学方程式中各物质前面的化学计量数只表示该物质的物质的量，不表示分子或原子数。因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。
④必须注明物质的聚集状态。气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，溶液用“aq”。若有同素异形体现象时，要注明同素异形体的名称。
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