二轮复习知识点

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1、1 化学反应与能量变化一、化学反应中的能量变化1. 化学反应中的能量变化化学反应中的能量变化，通常表现为热量的变化。探 讨化学反应放热、 吸热的本质时， 要注意四点： 化学反应的特点是有新物质生 成，新物质和反应物的总能量是不同的，这是因为各物质所具有的能量是不同的 （化学反应的实质就是旧化学键断裂和新化学键的生成，而旧化学键断裂所吸收 的能量与新化学键所释放的能量不同导致发生了能量的变化）；反应中能量守 恒实质是生成新化学键所释放的能量大于旧化学键断裂的能量而转化成其他能 量的形式释放出来； 如果反应物所具有的总能量高于生成的总能量，则在反应 中会有一部分能量转变为热能的形式释放，这就是放热

2、反应，反之则是吸热反应； 可用图象来表示。2. 燃烧热和中和热 燃烧热：在 101kPa时，1mol 可燃物完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出 的热量。 中和热：在稀溶液中，酸和碱发生中和反应生成1mol 水时的反应热。 3. 物质的气、液、固三态的变化与反应热的关系 二、热化学反应方程式 1. 热化学反应方程式的书写 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，用“；”隔开。 若为放热反应，H 为“”；若为吸热反应，H 为“+”。 H的单位为 kJ/mol 。 反应热H 与测定条件（如温度、压强等）有关。所以书写热化学反应方程 式的时候，应该注意标明H的测定条件。 必须标注物质的聚集

3、状态（s( 固体）、l （液体）、 g（气体）才能完整的书 写出热化学反应方程式的意义。 方程式中不用“”、 “”、“”这些符号， 而用“=“ 来表示。 2. 盖斯定律 化学反应的反应热只与反应的初始状态有关和终极状态有关，而与反应的途径无 关。 三、中和热的测定一)、实验目的 1掌握中和热的测定方法； 2通过中和热的测定，计算弱酸的离解热。 二)、实验原理 一摩尔的一元强酸溶液与一摩尔的一元强碱溶液混合时，所产生的热效应是不随 着酸或碱的种类而改变的， 因为这里所研究的体系中各组分是全部电离的。因此， 热化学方程式可用离子方程式表示： H+OH=H20 H中和=一 5736kJmol 上式可

4、作为强酸与强碱中和反应的通式的的的。由此还可以看出， 这一类中和反 应与酸的阴离子或碱的阳离子并无关系。2 若以强碱 (NaOH) 中和弱酸 (CH3COOH) 时，则与上述强酸、强碱的中和反应不同。 因为在中和反应之前，首先是弱酸进行解离，其反应为： CH3COOH =H+CH 3COO H解离 H+OH-=H20 H中和 总反应： CH3COOH+OH-=H20+CH3COO-H 由此可见， H是弱酸与强碱中和反应总的热效应，它包括中和热和解离热两部 分。根据盖斯定律可知， 如果测得这一反应中的热效应H以及 H中和，就可 以通过计算求出弱酸的解离热H解离。 三)、仪器和试剂 数字式贝克曼温

5、度计 ; 杜瓦瓶 ; 量筒; 秒表； 双路可跟踪直流稳定电源；浓度 各为 1.0mol 的 NaOH 、HCI和 CH3COOH 溶液。 四)、操作步骤 1、实验准备 清洗仪器。打开数字式贝克曼温度计，预热5 分钟。调节基温选择按钮至20C ， 按下温度 / 温差按键，使表盘显示温差读数( 精确至 0001)。打开直流稳压电 源，调节电压 10.0V。连接稳压直流电源与量热计。 2量热计常数的测定 用量筒量取 500ml 蒸馏水注入用净布或滤纸擦净的杜瓦瓶中，轻轻塞紧瓶塞。 接 通电源，调节旋钮记下10.0V 时电流读数。均匀搅拌4 分钟。然后，切断电源， 每分钟记录一次贝克曼温度计的读数，记

6、录 10 分钟。读第 10 个数的同时， 接通 电源，并连续记录温度。在通电过程中，电流、电压必须保持恒定( 随时观察电 流表与电压表，若有变化必须马上调节到原来指定值) 。记录电流、电压值。通 电 4 分钟后，停止通电。继续搅拌及每隔一分钟记录一次水温，测量10 分钟为 止。用作图法确定由通电而引起的温度变化T1。按上述操作方法重复两次， 取其平均值。 3、中和热的测定 取 50ml 1mol.lNaOH溶液注入碱贮存器中。 用量筒量取 400ml 蒸馏水注入用净布 或滤纸擦挣的杜瓦瓶中，然后加入50ml 1mol.lHCl溶液。轻轻塞紧瓶塞，用搅 拌器均匀搅拌， 并记录温度 (每分钟一次

7、) 。计 10 个数后，将碱贮存器稍稍提起， 用玻璃棒将胶塞捅掉 ( 不要用力过猛，以免玻璃棒碰破杜瓦瓶之内壁而损害仪 器)。捅掉胶塞后，即将碱贮存器上下移动两次，使碱液全部流出。此后不断搅 拌，并继续每隔一分钟记录一次温度。待温度变化缓慢后，再记录10 分钟就停 止测定。用作图法确定T2。按上述方法重复两次，取其平均值。 4表观中和热的测定 用 CH3COOH 代替 HCI，重复上述操作，求T3。 5实验结束 断水、断电，清洗仪器，清理实验桌。 五)、数据记录和处理 1温度变化的校正一雷诺曲线法 图中凸点相当于开始通电加热或开始反 应之点， c 点为观察到的最高温度读数 点，由于杜瓦瓶和外界

8、的热量交换，曲 线 ab 及 cd 经常发生倾斜。 EE表示环境 辐射进来的热量所造成量热计温度的升3 高，必须扣除。 FF表示量热计向环境辐 射出热量而造成量热计温度的降低，必 须加入。因此作图确定出T1、T2、T3 注意：此法校正时，体系温度与外界温度最好不超过23，否则会引进误差。 2量热计常数的计算 由实验可知，通电所产生的热量使量热计温度上升T1，由焦耳一楞次定律可 得： Q=UIt=KT1。 式中： Q为通电所产生的热量 (J) ：I 为电流强度 (A) ：U为电压 (V) ：t 为通电时 间(s) ；T1为通电使温度升高的数值 ()；K为量热计常数其物理意义是量热 计每升高 1所

9、需之热量。 它是由杜瓦瓶以及其中仪器和试剂的质量和比热所决 定的。当使用某一固定量热计时， K为常数。由上式可得： K=UIt/ T1(平均值 ) 代入上式，求出量热计常数K。 3中和热的计算 反应的摩尔热效应可表示为：H =KT1000/cV 式中： c 为溶液的浓度： V为溶液的体积 (mL)： T为体系的温度升高值。 利用上式，将 K及 T2 及 T3(平均值 )代入，分别求出强酸、弱酸与强碱中和 反应的摩尔热效应 H中和和 H 。 利用盖斯定律求出弱酸分子的摩尔离解热H 解离，即： H解离=HH中和 四、常见的吸热、放热过程 常见吸热反应： 盐类的水解 弱电解质的电离 大多数分解反应

10、2个特殊的化合反应 N2+O2=放电=2NO CO2+C= 高温=2CO 两个特殊的置换反应 C(s)+H2O(g)=高温=CO(g)+H2(g) CuO(s)+H2(g)= 高温=Cu(s)+H2O(g) Ba(OH)28H2O晶体与 NH4Cl晶体的反应 硝酸铵的溶解（物理变化，吸热现象） 常见放热反应 燃烧 中和反应 金属与酸或水的反应 一般的化合反应（除上述2 个特例） 重点讨论的三个平衡： N2、H2合成 NH3、SO2催化氧化生成 SO3、NO2二聚为 N2O4均 为放热反应 一般的置换反应（除上述两个特例） 碱性氧化物（如Na2O 、K2O ）、强碱溶于水 浓硫酸的稀释（物理变化

11、，放热现象） 大多数氧化对应训练 : 4 1、 某反应的反应过程中能量变化如图1 所示(图中E1表示正反应的活化能， E2表示逆反应的活化能 )。 下列有关叙述正确的是A. 该反应为放热反应B. 催化剂能改变该反应的焓变C. 催化剂能降低该反应的活化能D. 逆反应的活化能大于正反应的活化能2、 （2012江苏10）下列有关说法正确的是ACaCO3(s)=CaO(s) CO2(g)室温下不能自发进行，说明该反应的H0 B镀铜铁制品镀层受损后，铁制品比受损前更容易生锈CN2(g)3H2(g) 2NH3(g) H 0，其他条件不变时升高温度，反应速率(H2)和氢气的平衡转化率均增大D水的离子积常数

12、Kw 随着温度的升高而增大，说明水的电离是放热反应3、肼（22NNHH）是一种高能燃料，有关化学反应的能量变化如题12 所示，已知断裂 1mol 化学键所需的能量（ kJ） ：N=N为 942、O=O 为 500、N-N为 154，则断裂 1molN-H键所需的能量（ KJ）是A.194 B.391 C.516. D.658 4、反应 A+B C （H 0）分两步进行 A+BX （H 0） XC （H 0）下列示意图中，能正确表示总反应过程中能量变化的是（ ）5、 己 知 ：()HCN aq与()NaOH aq反 应 的11 2. 1Hk J mo lVg；()HCL aq与()NaOH aq

13、反应的155.6HkJmolVg。则HCN在水溶液中电离的HV等于（）A167.7kJ molgB143.5kJ molgC143.5kJmol5 D167.7kJ molg6、 （14 分）请回答下列问题： （1）图中 A、C分别表示、，E的大小对该反应的反应热有 无影响？。该反应通常用V2O5作催化剂，加 V2O5会使图中 B点升高还是 降低？，理由是； （2）图中 H= KJmol-1； （3）V2O5的催化循环机理可能为： V2O5氧化 SO2时，自身被还原为四价钒化合 物；四价钒化合物再被氧气氧化。 写出该催化循环机理的化学方程式 ； （4）如果反应速率V（SO2）为 0.05 mo

14、l L-1min-1, 则 V（O2）= molL-1min-1、V(SO3)= molL-1min-1； （5）已知单质硫的燃烧热为296 KJmol-1，计算由 S(S)生成 3 molSO3(g) 的H（要求计算过程） 。7、 （15 分）光气（COCl2）在塑料、制革、制药等工业中有许多用途，工业上采用高温下 CO与 Cl2在活性碳催化下合成。（1）实验室中常用来制备氯气的化学方程式为_；（2）工业上利用天然气（主要成分为CH4）与 CO2进行高温重整制备CO ，已知 CH4、H2、和 CO 的燃烧热（ H）分别为 - 890.3kJ mol-1、-285.8 kJ mol-1和-28

15、3.0 kJ mol-1，则生成 1 m3（标准状况） CO所需热量为 _；（3）实验室中可用氯仿（ CHCl3）与双氧水直接反应制备光气，其反应的化学方程式为 _ ；（4）COCl2的分解反应为 COCl2(g)= Cl2(g)+ CO(g) H =+108 kJmol-1。6 反应体系平衡后，各物质的浓度在不同条件下的变化状况如下图所示（第10min到 14min 的 COCl2浓度变化曲线未示出） ：1 计算反应在地 8min 时的平衡常数 K=_；2 比较第 2min 反应温度 T(2) 与第 8min 反应温度 T(8) 的高低： T(2)_ T(8)（填“”、“”或“ =” ） ；3 若 12min时反应与温度 T(8) 下重新达到平衡，则此时 c(COCl2)=_molL-14 比较产物 CO在 2-3min、 5-6min 和 12-13min 时平均反应速率 平均反应速率分别以 v(2-3) 、v(5-6) 、v(12-13) 表示 的大小 _；5 比较反应物 COCl2在 5-6min 和 15-16min 时平均反应速率的大小：v(5-6)_ v (15-16) （填