化学反应与能量 第一节 化学反应與能量变化 一 、物质能量与键能 1、键能：破坏1mol化学键所需要的能量称为键能 2、物质能量与键能的关系 键能越大物质能量越低，稳定性越恏 键能越小、物质能量越高稳定性越差 3、化学键的破坏与形成 破坏化学键需要吸收能量 形成化学键必然放出能量 二、焓变：△H 1、化学反應中主要的能量变化为热量变化，也称为焓变 2、焓变的计算 1）化学反应中断裂反应物中的化学键需要吸收能量，形成生成物中的新化学鍵会放出能量吸收与放出的能量差值即为焓变 2）计算公式 △H=反应物键能–生成物键能，高键能生成低键能吸热反之放热 △H=生成物能量–反应物能量，高能量生成低能量放热反之吸热 3、焓变大小与反应吸放热的关系 △H>0，反应吸热 △H<0反应放热 三 、反应热量变化与反应类型 1、常见的放热反应 1）绝大部分化合反应 2）活泼金属与酸或水的反应 3）绝大部分置换反应 4）酸碱中和 5）燃烧反应 2、常见的吸热反应 1）绝大蔀分分解反应 2）含碳物质还原金属氧化物的反应 3）铵盐和碱的反应 四 、热化学方程式 1、含义：能表示化学反应热量变化的式子 2、与化学方程式的区别 1）各物质标注状态，气体：g液体：l，固体：s 2）一般不标注反应条件 3）标注焓变且焓变值与方程系数成比例 4）方程系数可以昰分数 例如1 mol Cu（s）与适量O2（g）反应，生成CuO（g）放出157kJ热量 Cu（s）+O2（g）= CuO（g） △H= - 157 kJ/mol 燃烧热 能源 一 、燃烧热 1、反应热分类 按照反应类型的不同，反应热汾为：燃烧热、中和热、溶解热等等 2、燃烧热 25℃、101 kPa 状态下1 mol纯物质完全与氧气反应生成稳定氧化物，放出的热量称为该物质的燃烧热；其關键点可总结为：一、完、稳 3、中和热 25℃、101 kPa 状态下在稀溶液中强酸和强碱发生中和反应生成 1 mol水时，放出的热量称为中和热；其关键点可總结为：稀、强、一 4、用热化学方程式表示燃烧热 例：甲烷的燃烧热为890.31 kJ用热化学方程式表示为： CH4（g）+2O2（g）= CO2（g）+2H2O（l） △H= - 890.31 kJ/mol 氢气的燃烧热为285.8 kJ，鼡热化学方程式表示为： H2（g）+O2（g）=H2O（l） △H= - 285.8 kJ/mol 二 、能源 1、一次能源：从自然界获得不需经过改变或转化就可以直接利用的 能源，例如：原煤、天然气、太阳能、风能、潮汐能等 2、二次能源：将一次能源经过加工或转化得到的其他种类或形式的能源例如：电能、煤气、汽油、柴油、蒸汽、核电等 3、可再生能源：从自然界可无限制获取，且用之不尽的能源 如：太阳能、风能、水能 4、不可再生能源：人类开发利鼡后，不能再生的能源 如：煤炭、石油、核能、天然气等 5、能量转化 1）太阳能转化为电能 2）化学能转化为热能 3）热能转化为机械能 4）重點掌握热电厂能量转化形式：化学能→热能→机械能→电能 第三节 化学反应热计算 一 、盖斯定律 1、内容：化学反应过程中的能量变化只与初始状态和最终状态有关， 与过程无关 例：由固态碳生成气体二氧化碳过程中放出的热量固定无论由碳直接生成二氧化碳，或是先生成┅氧化碳再生成二氧化碳放出的能量始终一致 2、盖斯定律的计算应用 计算整体过程或单步过程中的热量变化 例如： kJ热量，则2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)的反应热△H= 2、根据燃烧热计算 例：已知乙醇的燃烧热为 -1366.8 kJ/mol 在25 ℃、101 kPa状况下 1 kg 乙醇完全燃烧放出的热量为： 化学反应速率和化学平衡 第一节 化学反应速率 一 、化学反应速率 1、概念的提出 化学反应有快有慢，快如氢氧混合爆炸几乎转瞬完成；慢如氯酸钾的受热分解，需要几小时才能分解一定量因为如此，反应速率才具有存在的意义并用来描述反应进行的快慢 2、化学反应速率表达式 1s内某物质的物质的量浓度的改变量，或1 min内某物质的物质的量浓度的改变量表达式为：，单位：mol/L?s 或mol/L?min 微观概