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高三化学总复习《化学反应与能量》2

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高三化学复习 基本概念 五、化学反应与能量五、化学反应与能量 2 2 有关热化学方程式的计算有关热化学方程式的计算 2. 根据热化学方程式求反应热 例题1 已知:2H2O( l ) = 2H2 ( g ) + O2 ( g ); △H=+ 517.6 kJ/mol CH4( g ) +2O2 ( g ) = CO2 ( g ) +2H2O ( l) ; △H=- 890.3 kJ/mol 则:1g 氢气和1g甲烷分别燃烧后,放出热量之比约为 (A) 1 :34 (B) 1 :1.7 (C) 2.3 :1 (D) 4.6 :1 例题2:(1)用20gNaOH配成稀溶液与足量稀盐酸反应 , 放出 kJ热量; (2)用10mol/L硫酸100ml配成稀溶液与足量稀 NaOH溶液反应,放出 kJ热量。 28.7 114.6 Exe1:298K时,取1molN2和3molH2放在一个密闭容 器中发生如下反应: N2(g)+ 3H2(g) 2NH3(g) ; △H= -92.4KJ/mol (1)在该温度下,在催化剂存在时进行反应,测得反 应热总是小于92.4KJ,其原因是 ; (2)若测得反应放出的热量为69.3KJ,则N2的转化率 为多少? 75% Exe2:完全燃烧一定量的乙醇,放出的热量为Q, 为了完全吸收所生成的CO2,消耗掉8mol/L的 NaOH溶液50mL,则在相同条件下完全燃烧1mol 的乙醇,放出的热量不可能为( ) A.10Q B.5~10Q C.> 10Q D.< 5Q Exe3:已知热化学方程式: 2KNO3 (s) == 2KNO2(s) + O2(g) ;△H = + Q1 KJ / mol C(s) + O2(g) == CO2(g) ; △H = -Q2 KJ / mol 为提供1molKNO3 分解所需的热量,理论上需要燃烧碳的 物质的量为( ) mol (不考虑损耗) Q1/2 Q2 CD [ 例] 在一定条件下,氢气和丙烷燃烧的化学方程式为: 2H2( g ) + O2 ( g ) = 2H2O ( l ) ; △H=- 571.6 kJ/mol C3H8( g ) +5O2 ( g ) = 3CO2 ( g ) +4H2O ( l ) ; △H=- 2220 kJ/mol 5mol 氢气和丙烷的混合气完全燃烧时放热3847kJ,则 氢气和甲烷的体积比为 (A) 1:3 (B) 3:1 (C) 1:4 (D) 1:1 解1 :设H2、C3H8的物质的量分别为x,y x + y = 5 (571.6/2)(x) + 2220y = 3847 V(H2):V(C3H8) =n(H2):n(C3H8) = 3.75:1.25 = 3:1 3. 求混合物的组成 x = 3.75 mol y = 1.25 mol 选 B 方法2 :1mol H2 燃烧放热 571.6kJ/2 = 285.8 kJ 答:氢气和丙烷的体积比为 3:1 1mol C3H8燃烧放热 2220 kJ 1mol 混合气 燃烧放热 3847kJ/5 = 769.4 kJ H2 285.8 C3H4 2220 769.4 1450.6 483.6 3 1 = [ 例] 在一定条件下,氢气和丙烷燃烧的化学方程式为: 2H2( g ) + O2 ( g ) = 2H2O ( l ) ; △H=- 571.6 kJ/molC3H8( g ) +5O2 ( g ) = 3CO2 ( g ) +4H2O ( l ) ; △H=- 2220 kJ/mol 5mol 氢气和丙烷的混合气完全燃烧时放热3847kJ,则 氢气和甲烷的体积比为 (A) 1:3 (B) 3:1 (C) 1:4 (D) 1:1 3. 求混合物的组成 方法3 :( 巧解---估算法估算法) 5mol 混合气中,C3H8 物质的量必小于2mol, H2 的物质的量必大于3mol。 ∵ 2mol C3H8 燃烧放热 4440 kJ, 超过总放热量 3847 kJ n (H2) : n (C3H8) 必大于 3 : 2 选 B [ 例 ] 在一定条件下,氢气和丙烷燃烧的化学方程式为: 2H2( g ) + O2 ( g ) = 2H2O ( l ) ; △H=- 571.6 kJ/mol C3H8( g ) +5O2 ( g ) = 3CO2 ( g ) +4H2O ( l ) ; △H=- 2220 kJ/mol 5mol 氢气和丙烷的混合气完全燃烧时放热3847kJ,则 氢气和甲烷的体积比为 (A) 1:3 (B) 3:1 (C) 1:4 (D) 1:1 知识 拓展 盖斯定律及其应用 化学反应不管是一步完成还是分几步完 成,其反应热是相同的。 即: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,而与反 应具体进行的途径无关。 应用 : 间接计算一些无法直接测定的反应热 例 题 剖 析 已知:C(s)+O2(g)=CO2;△H=-393.5kJ/mol CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g); △H=-283.0kJ/mol 计算反应: C(s)+1/2O2(g)=CO的△H=? CO(g)+1/2O2(g) C(s)+O2(g) CO2(g) △H1 △H2△H3△H1= △H2 +△H3 由盖斯定律有: △H2= △H1 -△H3 =- 393.5kJ/mol-(-283.0kJ/mol)=-110.5kJ/mol Exe1:已知: C(s、金刚石) + O2(g) = CO2(g) ; △H=-395.41KJ/mol C(s、石 墨) + O2(g) = CO2(g) ; △H=-393.51KJ/mol 回答下列问题: (1)石墨转化为金刚石的热化学方程式: ; (2)石墨和金刚石相比较, 的稳定性更大; C(sC(s、、石石 墨墨) )== C(sC(s、、金刚石金刚石) ; ) ; △△H=H=++1.9KJ/mol1.9KJ/mol 石墨 Exe2:在同温同压下,下列各组热化学方程式中 Q2 ﹥ ﹥ Q1的是( ) (A) 2H2(g) + O2(g) == 2H2O(g) ; △H = -Q1 KJ / mol 2H2(g) + O2(g) == 2H2O(l) ; △H = -Q2 KJ / mol (B) S(g) + O2(g) == SO2(g) ; △H = -Q1 KJ / mol S(s) + O2(g) == SO2(g) ; △H = -Q2 KJ / mol (C) C(s) + 1/2O2(g) == CO(g) ; △H = -Q1 KJ / mol C(s) + O2(g) == CO2(g) ; △H = -Q2 KJ / mol (D) H2(g) + Cl2(g) === 2HCl(g) ; △H = -Q1 KJ / mol 1/2H2(g) + 1/2Cl2(g) === HCl(g) ; △H = -Q2 KJ / mol A、C 能源的分类 ①从能源的原有形态是否改变的角度分为 自然界现存的一次能源一次能源: 由一次能源加工转化而成的二次能源二次能源: ③此外,能源还可分为燃料能源燃料能源和非燃料能源非燃料能源,常规能常规能 源源和新能源新能源等。 ②从能源能否循环再生角度,可将能源分为可再生能源可再生能源和不不 可再生能源可再生能源。煤、石油是古代动植物经长期地质运动作用形 成的,开采一点就少一点,这是不可再生能源;像太阳能、风 力、地热或从绿色植物中制取的酒精等,它们可以取之不尽, 用之不竭,是可再生能源。 煤、石油、天然气、水力、太阳能 如:煤气、液化气、汽油、煤油、酒精、电能等。 使用化石燃料的利弊及新能源的开发使用化石燃料的利弊及新能源的开发 矿物燃料、植物燃料、气体燃料及新型燃料燃料种类 : (1)重要的化石燃料:煤、石油、天然气。 (2)煤作燃料的利弊问题: ①煤是重要的化工原料,把煤作燃料简单烧掉太可惜,应该综 合利用。 ②煤直接燃烧时产生SO2等有毒气体和烟尘,对环境造成严重污 染。 ③煤作为固体燃料,燃烧反应速率小,热利用效率低,且运输 不方便。 ④可以通过清洁煤技术,如煤的液化和气化,以及实行烟气净 化脱硫等,大大减少燃煤对环境造成的污染,提高煤燃烧的热 利用率。 (3)燃料充分燃烧的条件: ①要有足够的空气; (1)木材:可以采用多种形式来灭火; (2)活泼金属:不能用水、不能用二氧化碳等来灭火;因为 水、二氧化碳与活泼金属都会反应,从而加剧燃烧; (3)带电物质:不能用水,否则易出人命事故; (4)油料:可以采用切断油源、实物覆盖、隔绝空气、爆炸 堵绝等方式来灭火。 ②跟空气有足够大的接触面 。 灭火的方法 ①调整和优化能源结构,降低化石燃料在能源 结构中的比率。 ②最有希望的新能源是太阳能、燃料电池燃料电池、风 能地热能、海洋能和氢能氢能等。 这些新能源的特点是: ①资源丰富、经济, ②有些可以再生,为再生能源, ③对环境没有污染或污染少。 (4)新能源的开发: 中和热的测定中和热的测定 1.仪器及装置: 大烧杯(500 mL)、小烧杯(100 mL) 、温度计、量筒(50mL)两个、泡沫 塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板( 中心有两个小孔)、环形玻璃玻璃搅拌棒 。 0.50 mol/L 盐酸、0.55 mol/L NaOH 溶液 保温、隔热、减少实验过程中热量损失 ●烧杯间填充泡沫塑料或纸条的作用是: ●环形玻璃玻璃搅拌棒不能用环形铜丝 铜丝搅拌棒代替。 2.实验步骤 1.在大烧杯底垫泡沫塑料(或纸条),使放入的小烧杯杯口与大烧杯杯口相 平。然后再在大、小烧杯之间填满碎泡沫塑料(或纸条),大烧杯上用泡沫 塑料板(或硬纸板)作盖板,在板中间开两个小孔,正好使温度计和环形玻 璃搅拌棒通过,以达到保温、隔热、减少实验过程中热量损失的目的,如 图所示。该实验也可在保温杯中进行。 2.用一个量筒量取50mL0.50mol/L盐盐酸,倒入小烧烧杯中,并用温度计测计测 量盐盐酸的温度,记记入下表。然后把温度计计上的酸用水冲洗干净净。 3.用另一个量筒量取50mL 0.55 mol/L NaOH溶液,并用温度计测计测 量 NaOH溶液的温度,记记入下表。 4.把温度计计和环环形玻璃搅搅拌棒放入小烧烧杯的盐盐酸中,并把量筒中的 NaOH溶液一次倒入小烧烧杯(注意不要洒到外面)。用环环形玻璃搅搅拌棒轻轻轻轻 搅动搅动 溶液,并准确读读取混合溶液的最高温度,记为终记为终 止温度,记记入下表 。 5.重复实验两次,取测量所得数据的平均值作为计算依据。 △H= 6.根据实验数据计 算中和热 起始温度t1/℃终止温度温度差 HClNaOH平均值t2/℃(t2-t1)/℃ 1 2 3 1.作为量热器的仪器装置,其保温隔热的效果一定要好。因 此,可以用保温杯来做,也可用块状聚苯乙烯泡沫塑料制成与 小烧杯外径相近的绝热外套来做,以保证实验时的保温隔热效 果。如果按教材中的方法做,一定要使小烧杯杯口与大烧杯杯 口相平,这样可以减少热量损失。 2.盐酸和NaOH溶液浓度的配制须准确,且NaOH溶液的浓度 须稍大于盐酸的浓度。为使测得的中和热更准确,所用盐酸和 NaOH溶液的浓度宜小不宜大,如果浓度偏大,则溶液中阴、 阳离子间的相互牵制作用就大,表观电离度就会减小,这样酸 碱中和时产生的热量势必要用去一部分来补偿未电离分子的离 解热,造成较大误差(偏低)。 3.宜用有0.1分刻度的温度计,且测量时应尽可能读准,并估 读到小数点后第二位。温度计的水银球部分要完全浸没在溶液 中,而且要稳定一段时间后再读数,以提高所测温度的精度。 4.实验操作时动作要快,以尽量减少热量的散失。 3. 3.实验注意事项:实验注意事项: 【例题1】50mL 0.50mol/L盐酸跟50mL 0.55 mol/L NaOH溶液在 右图所示的装置 中进行中和反应,通过测定反应过程中所放出的 热量可计算反应热。 (1)从实验装置上看,图中尚缺少的一种玻璃用品是 ; (2)烧杯间填满碎纸条的作用是 ; (3)大烧杯上若不盖硬纸板,求得的中和热数值 (填“偏大” 、 “偏小”、“无影响”) (4)实验中改用60mL 0.50mol/L盐酸跟50mL 0.55 mol/L NaOH溶 液进行反应,与上述实验相比,所放出的热量 (填“相等 、“不相等”),所求中和热 (填“相等、“不相等”)简述理由 : 。 (5)用相同浓度和体积的氨水代替NaOH溶液进行上述实验,测得 的中和热的数值会 ;用 50 mL0.50 mol/L NaOH溶液进行上 述实验,测得的中和热的数值会 。(均填“偏大”、“ 偏小”、“无影响”) 环形玻璃搅拌棒 保温、隔热,减少实 验过程中的热量损失 偏小 不相等 相等 因为中和热是指酸跟碱发生中和反应生成lmolH2O时放出的 能量,与酸碱的用量无关 偏小 偏小 【例题2】在量热计中将 100 mL 0.55 mol/L的 CH3COOH溶液与 100 mL 0.50 mol/L NaOH溶液混合,温度从 298.0 K升高到300.7 K。已知量热计 的热容常数(量热计各部件每升高 1K所需要的热量)是 150.5 J/K,溶液 密度均为 1g/mL,生成溶液的比热容 C=4.184 J/(g·K)。 (1)试求CH3COOH的中和热△H。 (2)CH3COOH的中和热的文献值为-56.1kJ/mol,你认为(1)中测得的实验值偏 差可能的原因是 (3)实验中NaOH过量的目的是 。 (4)你认为CH3COOH的中和热与HCI的中和热数值相比, 较大,其原因 是 。 (5)在做中和热的测定实验中,使用下列用品不是为了减少实验误差的是 (A)碎泡沫塑料 (B)环形玻璃搅拌棒 (C)底部垫纸条 (D)两个量筒 △H=- 53.3kJ/mol ①量热计的保温瓶绝热效果不好;②酸碱溶 液混合不够迅速;③温度计读数欠准确等。 保证 0.50mol/L的盐酸完全 被NaOH中和, 以提高实验的准确度。 HCl CH3COOH是弱电解质,中和过程中弱电解质电离吸热,会 使测得中和热的数值偏低 D 重要反应规律 (一).单质反应规律 金属反应规律(根据金属活动顺序表) (1)判断金属与酸反应的产物 ①位于H以前的金属能置换出非氧化性酸中的氢 ②位于Pt 以前的金属与氧化性酸反应(浓H2SO4、HNO3)不放 H2 其中Al、Fe与冷浓H2SO4、浓HNO3发生钝化, 但加热要反应 金属阳离子如果具有氧化性, 则要注意相对同量。 Fe + 4HNO3(过量) Fe(NO3)3 + NO + 2H2O 3 Fe (过量) + 8HNO3 Fe(NO3)2 + 2NO + 4H2O Pt、Au 溶于“王水”(3摩HCl + 1摩HNO3) ③前面的金属能将后面的金属从它的盐溶液中置换出来, 其中 K、Ca、Na与盐反应时, 先与水反应生成碱, 再与盐反应。 (2)位于H以前的金属置换出非氧化性酸中的氢的几种情况 ①等物质的量的各金属与足量的酸反应 结论:产生的体积之比等于其化合价之比 ②等质量的各金属与足量的酸反应 结论:放出H2体积之比 = 化合价/ 摩尔质量之比 ③当过量金属与适量酸反应, 有2种情况 第一种情况:在常温下无与水反应的金属, 第二种情况:在常温下存在与水反应的金属, (2)判断金属与盐溶液反应的产物: ①除活泼金属(K、Ca、Na、Mg、Ba)等前面的金属能将后面 的金属从它的盐溶液中置换出来 ②后面的金属也可与前面的金属发生非置换反应: 2FeCl3 + Cu == 2FeCl2 + CuCl2 ③其它情况:3Zn +2FeCl3+6H2O === 2Fe(OH)3 +3ZnCl2 + 3H2 (二)酸的反应规律 1.金属反应(与金属同) 2.能使指示剂变色:使石蕊试液变红, 甲基橙试液变红。 3.与盐反应 (1)较强酸与较弱酸的正盐反应生成新酸和新盐 2Na3PO4 + 3H2SO4=3Na2SO4+2H3PO4 FeS + H2SO4=FeSO4+H2S (2)强酸与弱酸的酸式盐反应制取弱酸或弱酸酐 NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2↑ NaHSO3 + HCl = NaCl + H2O + SO2 ↑ 不能使指示剂变色的酸:HClO、高级脂肪酸、H2SiO3 (3)不挥发性酸(高沸点)与挥发性酸的盐反应制取挥发性酸(低沸点) NaCl + H2SO4(浓) = NaHSO4 + HCl(温度低于500℃) 2NaCl + H2SO4(浓) = Na2SO4 + 2HCl(温度高于500℃) 3NaI(NaBr) + H3PO4 = Na3PO4 + 3HI(HBr) (4)稳定性酸与不稳定性酸的盐反应制取不稳定性酸或弱酸酐 CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2 ↑ Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + SO2 ↑ (5)氧化性酸与具有还原性的盐发生氧化还原反应 2NaI(NaBr) + 2H2SO4(浓) = Na2SO4 + SO2 ↑ + I2(Br2) + 2H2O Na2S + 2H2SO4(浓) = Na2SO4 + S ↓ + SO2 ↑ + 2H2O (6)还原性酸与氧化性盐发生氧化还原反应 H2S + 2FeCl3 = 2FeCl2 + 2HCl + S ↓ (7)强酸与弱酸的碱式盐反应 4HCl + Cu2(OH)2CO3 = 2CuCl2 +3H2O + CO2 (8)弱酸与强酸盐的反应 CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4 (除去H2S气体方法之一) Pb(NO3)2 + H2S = PbS ↓ + HNO3 (鉴验H2S气体方法之一) 4.不稳定酸的分解 HClO、H2SO3、H2CO3、HI、H2S等见光或受热分解 5、无机含氧酸结构中,可电离的氢应与氧结合,为羟基氢, (三)碱的反应规律 1.使指示剂变色:使紫色石蕊试液变蓝色,无色酚酞试液变红 2.强酸能与任何的碱反应,并能进行到底 (1)氧化性酸与碱中有还原性的离子在在时, 要形成高价盐 3Fe(OH)2 + 10HNO3 = 3Fe(NO3)3 + NO + 8H2O (2)还原性酸与碱中有氧化性的离子在在时, 要形成低价盐 2Fe(OH)3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 6H2O 3.不溶性碱不能被弱酸(HClO、H2CO3)溶解, 但要注意:Fe(OH)2要被HClO氧化成Fe(OH)3 4.正盐与碱不一定生成新碱, 新盐 4NaOH + AlCl3 = NaAlO2 + 3NaCl + 2H2O (生成两种新盐) CH3COONa + NaOH Na2CO3 + CH4↑ CaO ▲ 5.碱与酸式盐反应时, 要注意二者的相对用量关系 Ca(HCO3)2 + 2NaOH(过量) = CaCO3↓ + Na2CO3 + 2H2O Ca(HCO3)2 + NaOH(不足) = CaCO3↓ + NaHCO3 + H2O 6.不溶性碱多数易分解成金属氧化物和水, 金属越不活泼其碱 越易分解, 可溶性强碱除LiOH外不分解 7.碱与多元酸反应时要注意产物的判断, 有三种情况 (1)生成正盐 (2)生成酸式盐 (3)正盐与酸式盐共存 (四)、盐的反应规律 1.常见金属与盐溶液发生置换反应, 生成新盐和新金属 2.金属与盐中具有强氧化性的阳离子发生氧化-还原反应 Fe + 2FeCl3 = 3FeCl2 Cu + 2FeCl3 = 2FeCl2 + CuCl2 3.无氧酸盐与非金属单质的反应 2FeBr2 + 3Cl2 = 2FeCl3 + 2Br2 6FeBr2 + 3Cl2 = 2FeCl3 + 4FeBr3 6FeBr2+6Cl2 = 4FeCl3+2FeBr3+3Br2 5.盐类受热分解 (1)铵盐 : 挥发性酸或不稳定性酸所生成的铵盐可分解出NH3 (除NH4NO3) NH4HCO3 = CO2 + NH3 +H2O, NH4Cl = NH3 + HCl (2)碳酸盐 : 除碱金属的碳酸盐不分解外, 其它易分解, 生成金属 氧化物和CO2 (3)酸式碳酸盐 : 多数都分解, 生成正盐 + CO2 + H2O (4)碱式碳酸盐 : 生成金属氧化物 + CO2 + H2O Cu2(OH)2CO3 = 2CuO + CO2 ↑+ H2O (5)其它盐的分解 : 2KClO3 = 2KCl + 3O2 2AgX(卤化银) = 2Ag + X2 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 (6)硝酸盐 : 6.酸式盐小结: (1)酸式盐的生成原因: ①过量的酸与碱反应 : H2S + NaOH = NaHS + H2O ②酸酐与正盐反应 : Na2CO3 + CO2 + H2O = 2NaHCO3 Na2SO3 + SO2 + H2O = 2NaHSO3 ③酸与正盐反应 : H3PO4 + 2Na3PO4 = 3Na2HPO4 ④浓H2SO4与某些正盐在微热下的反应: NaCl + H2SO4(浓) = NaHSO4 + HCl↑ NaNO3 + H2SO4(浓) = NaHSO4 + HNO3 ↑ ⑤酸式盐与正盐反应 : NaH2PO4 + Na3PO4 = 2Na2HPO4 (1)发生氧-还原反应, 主要发生在三价铁盐与可溶性的硫化物或 碘化物之间 2FeCl3 + K2S = 2FeCl2 + 2KCl + S↓ 2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + 2KCl + I2 (2)发生复分解反应, 主要发生在非氧化-还原反应, 非双水解反应 的盐与盐之间的反应, 必须符合复分解反应进行到底的条件。 (3) 发生双水解反应:主要发生在强酸弱碱盐与强碱弱酸盐之间 AlCl3 + 3NaHCO3 = Al(OH)3 ↓+ 3CO2↑ + 3NaCl 2NH4Cl + Na2S + 2H2O = 2NaCl + 2NH3·H2O + H2S ↑ 4.盐与盐的反应 (2)酸式盐的性质 : ①与酸反应 : NaHCO3 + HCl = NaCl + CO2 + H2O ②与碱反应 : NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O ③与盐反应 : Ca(HCO3)2 + Na2CO3 = NaHCO3 + CaCO3↓ ④与金属反应 : Fe + 2NaHSO4 = Na2SO4+ FeSO4 + H2 ↑ ⑤水解反应 : Ca(HCO3)2 + 2H2O Ca(OH)2 + H2CO3 BaCl2 + NaHSO4 = NaCl + HCl + BaSO4 ⑥受热分解 : Ca(HCO3)2 = CaCO3 ↓+ H2O + CO2↑ 弱酸的酸式盐和弱酸的铵盐(CH3COONH4、(NH4)2CO3等)它们既 跟酸反应, 又能跟碱反应, 但不是二性物质。 (3)酸式盐的酸碱性 : 水溶液呈酸性的有:硫酸氢盐、磷酸二氢盐、亚硫酸氢盐 (电离 大于水解)。其余的酸式盐水溶液呈碱性(水解大于电离)
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