高中化学竞赛专题辅导[下学期] 新人教版


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第295844号 2006年高中化学竞赛专题辅导[下学期] 新人教版

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教案等级： ★★★★ 附加点：0		教案类别：说课教案
添加时间： 2006-7-11 9:50:00 更新时间： 2006-7-13 16:34:00		教案语言：简体中文
上传人： normalsd		授权方式：别处引用
审查人： wuhua1980 管理员管理记录		本教案已经通过审查
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::教案简介::

第一章  化学反应及其能量变化
第一节  化学反应中的能量变化
知识要点
一、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。有热量放出的化学反应，叫做放热反应。吸收热量的化学反应叫做吸热反应。
注意：(1)化学反应的特点是有新物质生成，新物质和反应物总能量不同；(2)反应中能量守恒；(3)反应物与生成物的能量差若以热能形式表现即为放热和吸热，如果两者能量比较接近，则放热和吸热不明显。
二、几种反应热
(一)燃烧热  指1mol纯净物(单质或化合物)在氧气中完全燃烧，生成稳定氧化物(或单质)时所放出的热量。
注意：上面讲的“完全燃烧”是指单质或化合物中元素燃烧后变为最稳定氧化物(或单质)的过程。具体地说：
CCO2(g)    HH2O(l)    PP2O5(s)    SSO2(s)    NN2(g)
如lmol氢气完全燃烧成生lmol液态水，放出热量为285.8kJ，而lmol氢气完全燃烧生成lmol气态水时，放出热量241.8kJ，因此氢气的燃烧热应是285.8kJ。
(二)生成热  在1.01105Pa时，由稳定单质反应生成lmol化合物时吸收或放出的热量。
在298K、1.01105Pa(热学的标准状态)的生成热叫做标准生成热。并规定稳定单质的标准生成热为零。例如(标准态)：
H2(g)+ Cl2(g)=HCl(g)+94.7kJ     H2(g)+ I2(s)=HI(g)25.9kJ
则HCl、HI的标准生成热分别是94.7kJ，25.9kJ。
稳定氧化物(如CO2、H2O)的生成热，在数值上等于单质的燃烧热。
某化学反应的反应热等于生成物标准生成热之和减去反应物标准生成热之和。
(三)中和热  在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成水放出的热量。
强碱跟强酸的稀溶液进行中和反应，实质是OH和H+化合生成水的反应，生成1mol水时能放出57.3kJ的热量。
有弱酸或弱碱参加的中和反应，由于弱电解质的电离过程吸热，实验测出的和热数值低于57.3kJ。
(四)反应热与键能
化学键是分子中相邻原子间的强烈的相互作用，这种相互作用有一定的能量，这一能量就是键能。单位是kJ/mol。
对双原子分子而言，键能是指101.3kPa，298K条件下，将1mol的气态分子AB的化学键断开，成气态的中性原子A和B所需的能量。
化学反应实质上是反应物原有化学键断列(这个过程有吸收能量)和生成物新化学键生成的过程(这个过程释放能量)。所以，依据键能的数值可以计算化学反应的反应热，也可依据反应热计算化学键的键能。
计算反应热公式：H=E(生成物)E(反应物)
上式表明，反应热等于生成物的键能总和跟反应物的键能总和之差。应注意只适用于反应物和生成物都是气态的反应。
(五)盖斯定律
化学反应的热效应只与反应物的最初状态和生成物的最终状态有关，而与中间的变化途径无关，这个定律叫盖斯定律。即一个反应若分几步进行，则各步反应的热效应之和

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简要介绍：第一章  化学反应及其能量变化 第一节  化学反应中的能量变化 知识要点 一、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。有热量放出的化学反应，叫做放热反应。吸收热量的化学反应叫做吸热反应。 注意：(1)化学反应的特点是有新物质生成，新物质和反应物总能量不同；(2)反应中能量守恒；(3)反应物与生成物的能量差若以热能形式表现即为放热和吸热，如果两者能量比较接近，则放热和吸热不明显。 二、几种反应热 (一)燃烧热  指1mol纯净物(单质或化合物)在氧气中完全燃烧，生成稳定氧化物(或单质)时所放出的热量。 注意：上面讲的“完全燃烧”是指单质或化合物中元素燃烧后变为最稳定氧化物(或单质)的过程。具体地说： CCO2(g)    HH2O(l)    PP2O5(s)    SSO2(s)    NN2(g)  如lmol氢气完全燃烧成生lmol液态水，放出热量为285.8kJ，而lmol氢气完全燃烧生成lmol气态水时，放出热量241.8kJ，因此氢气的燃烧热应是285.8kJ。 (二)生成热  在1.01105Pa时，由稳定单质反应生成lmol化合物时吸收或放出的热量。 在298K、1.01105Pa(热学的标准状态)的生成热叫做标准生成热。并规定稳定单质的标准生成热为零。例如(标准态)：  H2(g)+ Cl2(g)=HCl(g)+94.7kJ     H2(g)+ I2(s)=HI(g)25.9kJ 则HCl、HI的标准生成热分别是94.7kJ，25.9kJ。 稳定氧化物(如CO2、H2O)的生成热，在数值上等于单质的燃烧热。 某化学反应的反应热等于生成物标准生成热之和减去反应物标准生成热之和。 (三)中和热  在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成水放出的热量。 强碱跟强酸的稀溶液进行中和反应，实质是OH和H+化合生成水的反应，生成1mol水时能放出57.3kJ的热量。 有弱酸或弱碱参加的中和反应，由于弱电解质的电离过程吸热，实验测出的和热数值低于57.3kJ。 (四)反应热与键能 化学键是分子中相邻原子间的强烈的相互作用，这种相互作用有一定的能量，这一能量就是键能。单位是kJ/mol。 对双原子分子而言，键能是指101.3kPa，298K条件下，将1mol的气态分子AB的化学键断开，成气态的中性原子A和B所需的能量。 化学反应实质上是反应物原有化学键断列(这个过程有吸收能量)和生成物新化学键生成的过程(这个过程释放能量)。所以，依据键能的数值可以计算化学反应的反应热，也可依据反应热计算化学键的键能。 计算反应热公式：H=E(生成物)E(反应物) 上式表明，反应热等于生成物的键能总和跟反应物的键能总和之差。应注意只适用于反应物和生成物都是气态的反应。 (五)盖斯定律 化学反应的热效应只与反应物的最初状态和生成物的最终状态有关，而与中间的变化途径无关，这个定律叫盖斯定律。即一个反应若分几步进行，则各步反应的热效应之和

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