【图文】1-1-2热化学反应方程式_百度文库
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1-1-2热化学反应方程式
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热化学反应方程式中物质前的化学计量数表示
A．分子数B．原子个数C．物质的量 D．物质的质量
题型：单选题难度：偏易来源：天津期中题
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据魔方格专家权威分析，试题“热化学反应方程式中物质前的化学计量数表示[]A．分子数B．原子个数..”主要考查你对&&热化学方程式&&等考点的理解。关于这些考点的“档案”如下：
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因为篇幅有限，只列出部分考点，详细请访问。
热化学方程式
热化学方程式：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。例如：：，表示在25℃、101kPa下，2molH2(g)和1mol O2(g)完全反应生成2molH2O(l)时要释放571．6kJ 的能量。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。 (2)热化学方程式中的反应热表示反应已完成时的热量变化，由于△H与反应完成的量有关，所以方程式中化学式前面的化学计量数必须与△H相对应，如果化学计量数加倍，则△H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。
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与“热化学反应方程式中物质前的化学计量数表示[]A．分子数B．原子个数..”考查相似的试题有：
20164321729120192321667088557208760焓、焓变、热化学方程式
既然组成物体的分子不停地做无规则运动，那么，像一切运动着的物体一样，做热运动的分子也具有动能。个别分子的运动现象（速度大小和方向）是偶然的，但从大量分子整体来看，在一定条件下，它们遵循着一定的统计规律，与热运动有关的宏观量——温度，就是大量的统计平均值。与温度有关，温度越高，分子的平均动能就越大，反之越小。
分子间存在，即化学上所说的分子间作用力（范德华力）。分子间作用力是分子引力与分子斥力的合力，存在一距离r0使引力等于斥力，在这个位置上分子间作用力为零。分子引力与分子斥力都随分子间距减小而增大，但是斥力的变化幅度相对较大，所以分子间距大于r0时表现为引力，小于r0时表现为斥力。因为分子间存在相互作用力，所以分子间具有由它们相对位置决定的，叫做。分子势能与弹簧的变化相似。物体的体积发生变化时，分子间距也发生变化，所以分子势能同物体的体积有关系。
物体中所有分子做热运动的动能和分子势能的总和叫做物体的能，也叫做内能。热力学能与动能、势能一样，是物体的一个状态量。
初中我们学过，改变物体内能的方式有两个：做功和。
在敞口容器中进行的化学反应就是恒压过程。所谓恒压是指系统的压强p等于环境压强p外，并保持恒定不变，即p=p外=常数。由于过程恒压和只做，所以它表明恒压过程中的热等于系统焓的变化，也就是说，只要确定了过程恒压和只做体积功的特点，Q就只决定于系统的初末状态。
焓的物理意义可以理解为恒压和只做体积功的特殊条件下，Q=ΔH，即反应的热量变化。因为只有在此条件下，焓才表现出它的特性。例如恒压下对物质加热，则物质吸热后温度升高，ΔH&0，所以物质在高温时的焓大于它在低温时的焓。又如对于恒压下的放热化学反应，ΔH&0，所以生成物的焓小于反应物的焓。
焓是与内能有关的物理量，反应在一定条件下是吸热还是放热由生成物和反应物的焓值差即焓变（△H）决定。
　　在化学反应过程中所释放或吸收的能量都可用热量（或换成相应的热量）来表示，叫反应热，又称“焓变”，符号用△H表示，单位一般采用kJ/mol
1、化学反应中不仅存在着“物质变化”，还存在着“能量变化”，这种变化不仅以热能的形式体现出来，还可以以光、电等形式表现。
2、如果反应物所具有的总能量高于生成物所具有的总能量，那么在发生化学反应时，就有部分能量以热的形式释放出来，称为；如果反应物所具有的总能量低于生成物所具有的总能量，那么在发生化学反应时，反应物就需要吸收能量，才能转化为生成物。
一个化学反应是放热还是吸热取决于所有断键吸收的总能量与所有形成新键放出的总能量的相对大小，若断键吸收的总能量小于形成新键释放的总能量，则为放热反应；断键吸收的总能量大于形成新键释放的总能量，则为。
3、焓是与内能有关的物理量，在敞口容器中（即恒压条件下）焓变与反应热相同。
4、从宏观角度：焓变（△H）：ΔH＝H生成物－H反应物（宏观），其中：
H生成物表示生成物的焓的总量；H反应物表示反应物的焓的总量；ΔH为“＋”表示吸热反应，ΔH为“－”表示放热反应。
5、从微观角度：ΔH＝E吸收－E放出　（微观），其中：E吸收表示反应物断键时吸收的总能量，E放出表示生成物成键时放出的总能量；ΔH为“＋”表示吸热反应，ΔH为“－”表示放热反应。
6、体系：被研究的物质系统称为体系，体系以外的其他部分称为环境。放热是体系对环境做功，把能量传递给环境；而吸热则是环境对体系做功，是环境把能量传递给体系。
7、反应热和焓变的单位都是“kJ/mol或kJ·mol－1”，其中mol－1是指每某一反应，而不是指某一物质的微粒等。
8、常见的放热反应有：、酸碱、燃烧反应、、活泼金属与酸和水的反应等；常见的吸热反应有：、碳与的反应、与固体的反应等。
　　热：能表示参加反应的和反应热的关系的化学方程式。
1、影响一个化学反应的反应热的因素有：①反应时的温度与压强；②反应物与生成物的状态；③方程式中的计量数。
2、我们可以通过：①注明温度与压强；②注明反应物与生成物的状态；③注明△H的正负；④△H与计量数成比例等直观地表示化学反应中的热效应。
3、热化学方程式的意义：表明了物质的种类（质变的过程）；表明了物质数量的变化（量变的过程）；表明了化学反应中能量的变化（焓变）。
4、与化学方程式相比，正确书写热化学方程式时应注意：①需注明反应的温度和压强；因反应的温度和压强不同时，其△H不同。（对于25℃、101kPa时进行的反应可以不注明）；②必须标明各种物质的状态（s、l、g、aq）。（不同物质中贮存的能量不同）；③方程式后面必须标明反应热，吸热反应ΔH为“＋”、放热反应ΔH为“－”；④热化学方程式中各物质化学式前面的系数仅表示该物质的物质的量，不表示个数。系数可以用分数表示不能用小数表示。⑤ΔH的数值与反应的系数成比例，若反应向逆向进行，△H数值相同，符号相反。
　5、热化学方程式书写正确的判断：遵循和。
从实验中总结出如下规律：“化学反应所吸收或放出的热量，仅决定于反应的始态和终态，而和反应是分由一步或者分为数步以完成无关。”这一结论，称为“盖斯定律”。以登山经验“山的高度与上山的途径无关”浅显地对特定化学反应的反应热进行形象的比喻。
盖斯的结论可以用图2-17(a)或(b)加以阐释。
盖斯定律对于估算难以直接测定的反应热效应甚为有用。
，这一反应的热效应难以直接测定，原因是难以避免 C 与 O2 直接形成 CO2。但 C 燃烧形成 CO2，以及 CO 燃烧形成 CO2
的反应热效应均易于直接测定。如图2-16所示。如以 C(石墨)＋O2为始态，而以的中间态。
则由盖斯定律：直接反应的热效应的总和（ΔH2 +ΔH3）应相等：
ΔH1 =ΔH2
+ΔH3或&&&&&&&&&&&&&&&&&&ΔH2
=ΔH1 -ΔH3
故可由易于测定的 ΔH1 及 ΔH3 间接地估算
ΔH2〔即的热效应〕。如用热化学方程式表示，则可以看出三个步骤的热效应间有如下关系：
&分析其它反应，也有类似的结果。即由盖斯定律可以得出如下推论：“如果一个化学反应可以由某些反应相加减而得，则这个反应的热效应也可以由这些反应的热效应相加减而得。”
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