文档介绍：化学选修4(要点归纳)
第一章化学反应与能量
一、焓变反应热
:一定条件下,一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量
(ΔH)的意义:在恒压条件下进行的化学反应的热效应
(1).符号: △H
(2).单位:kJ/mol
:化学键断裂——吸热化学键形成——放热
放出热量的化学反应。(放热>吸热) △H 为“-”或△H<0
吸收热量的化学反应。(吸热>放热)△H 为“+”或△H>0
☆常见的放热反应:①所有的燃烧反应②酸碱中和反应
③大多数的化合反应④金属与酸的反应
⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆常见的吸热反应:①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应
③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等
二、热化学方程式
书写化学方程式注意要点:
①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(g,l,s分别表示固态,液态,气态,水溶液中溶质用aq表示)
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数,也可以是分数
⑤各物质系数加倍,△H加倍;反应逆向进行,△H改变符号,数值不变
三、燃烧热
:25 ℃,101 kPa时,1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点:
①研究条件:101 kPa
②反应程度:完全燃烧,产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量:1mol
④研究内容:放出的热量。(ΔH<0,单位kJ/mol)
四、中和热
:在稀溶液中,酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O,这时的反应热叫中和热。
+和OH-反应,其热化学方程式为:
H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=-
,。
五、盖斯定律
:化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关,而与具体反应进行的途径无关,如果一个反应可以分几步进行,则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
,又属于吸热反应的是
(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应
,发生放热反应
,发生吸热反应
:298K时,2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g);△H = —Q1 KJ/mol,在相同温度下,向密闭容器中通入2molSO2和1molO2,达到平衡时放出热量Q2KJ,则下列关系式正确的是
>Q2 <Q2 =Q2
(s) + H2O(g) == CO(g) + H2(g);△H = + KJ/mol。它表示
KJ的热量
, KJ的热量
KJ的热量
, KJ的热量
:C(s)+O2(g)==CO2(g);△H = -392KJ/mol,往炉膛内通入水蒸气时,有如下反应:C(s)+H2O(g)==H2(g)+CO(g);△H = +131KJ/mol,CO(g)+1/2O2(g)==CO2(g);△H = -282KJ/mol,H2(g)+1/2O2(g)==H2O(g);△H =-241KJ/mol,由以上反应推断往炽热的的炉膛内通入水蒸气时
,但能使炉火瞬间更旺 ,但可以节省燃料
,又可以节省燃料 ,又不能节省燃料
(H2)、一氧化碳(CO)、辛烷(C8H18)、甲烷(CH4)的热化学方程式分别为:
H2 (g) + 1/2O2(g) == H2O (l); △H = - KJ/mol
CO(g) + 1/2O2(g) == CO2(g); △H = -283 KJ/mol
C8H18 (l) + 25/2O2(g) == 8CO2(