新教材人教版高中化學(xué)必修第二冊第六章化學(xué)反應(yīng)與能量知識點

第六章化學(xué)反應(yīng)與能量本章內(nèi)容以化學(xué)反應(yīng)中的能量變化為中心，探討了化學(xué)反應(yīng)的焓變、反應(yīng)熱、熱化學(xué)方程式、反應(yīng)速率、化學(xué)平衡等重要概念和原理。本章知識是高中化學(xué)的重要基礎(chǔ)，在后續(xù)學(xué)習(xí)化學(xué)反應(yīng)的類型、氧化還原反應(yīng)、電化學(xué)等章節(jié)中發(fā)揮著重要的作用。hgbyhrdssggdshdss化學(xué)反應(yīng)的能量變化能量變化化學(xué)反應(yīng)過程中伴隨著能量的變化。能量可以以熱能、光能等形式表現(xiàn)。吸熱反應(yīng)反應(yīng)物吸收能量，生成物的能量高于反應(yīng)物，焓變?yōu)檎怠７艧岱磻?yīng)反應(yīng)物釋放能量，生成物的能量低于反應(yīng)物，焓變?yōu)樨撝?。能量守恒化學(xué)反應(yīng)中能量既不會憑空產(chǎn)生，也不會憑空消失，只會從一種形式轉(zhuǎn)化為另一種形式?；瘜W(xué)反應(yīng)的熱化學(xué)方程式定義熱化學(xué)方程式是在化學(xué)方程式基礎(chǔ)上，用以表示化學(xué)反應(yīng)中熱量變化的方程式。它不僅要表明反應(yīng)物和生成物，還要表明反應(yīng)的熱效應(yīng)。書寫格式熱化學(xué)方程式必須標(biāo)明反應(yīng)條件（溫度、壓強等），并注明反應(yīng)熱ΔH的值和單位（kJ/mol）。意義熱化學(xué)方程式不僅能表達化學(xué)反應(yīng)的物質(zhì)變化，還能反映反應(yīng)中能量變化，并能方便地計算反應(yīng)熱。舉例例如：H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)ΔH=-285.8kJ/mol表示1mol氫氣和1/2mol氧氣反應(yīng)生成1mol液態(tài)水，放出285.8kJ的熱量。反應(yīng)熱的測定反應(yīng)熱的測定是化學(xué)熱力學(xué)的重要內(nèi)容。常見的反應(yīng)熱測定方法有量熱法，通過測量反應(yīng)過程中熱量的變化來計算反應(yīng)熱。量熱法利用量熱計測量反應(yīng)過程中熱量的變化，計算反應(yīng)熱。燃燒熱測定測量物質(zhì)燃燒時放出的熱量，計算燃燒熱。中和熱測定測量酸堿中和反應(yīng)過程中放出的熱量，計算中和熱。反應(yīng)熱的符號和單位1符號反應(yīng)熱用符號ΔH表示，它表示化學(xué)反應(yīng)過程中焓變的數(shù)值。2正負號ΔH的正負號表示反應(yīng)是吸熱反應(yīng)還是放熱反應(yīng)。正值表示吸熱，負值表示放熱。3單位反應(yīng)熱的單位通常為kJ/mol，表示每摩爾反應(yīng)物的熱量變化。4標(biāo)準(zhǔn)反應(yīng)熱當(dāng)反應(yīng)在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下進行時，反應(yīng)熱稱為標(biāo)準(zhǔn)反應(yīng)熱，用符號ΔH°表示。熱化學(xué)定律蓋斯定律蓋斯定律表明，化學(xué)反應(yīng)的焓變只與反應(yīng)體系的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與反應(yīng)途徑無關(guān)。該定律可用于計算復(fù)雜的反應(yīng)焓變，只需根據(jù)已知反應(yīng)焓變進行簡單的加減運算。赫斯定律赫斯定律是一種特殊情況下的蓋斯定律，它指出，一個化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)等于該反應(yīng)中各步反應(yīng)熱效應(yīng)的總和?；鶢柣舴蚨苫鶢柣舴蚨擅枋隽朔磻?yīng)焓變與溫度變化之間的關(guān)系。根據(jù)該定律，反應(yīng)焓變隨溫度的變化而變化，其變化量與反應(yīng)物的熱容和生成物的熱容之差有關(guān)。焓變的定義化學(xué)反應(yīng)中的能量變化焓變是指化學(xué)反應(yīng)過程中體系焓的變化。焓是體系所含的總能量，包括內(nèi)能和PV功。符號與單位焓變用符號“△H”表示，單位為kJ/mol。當(dāng)△H為正值時，反應(yīng)為吸熱反應(yīng)，體系吸熱；當(dāng)△H為負值時，反應(yīng)為放熱反應(yīng)，體系放熱。焓變的符號和單位焓變的符號焓變通常用希臘字母ΔH表示，正值表示吸熱反應(yīng)，負值表示放熱反應(yīng)。焓變的單位焓變的單位通常為焦耳每摩爾(J/mol)，表示每摩爾反應(yīng)物或生成物的焓變。焓變的測定方法1實驗測定法通過實驗測量反應(yīng)前后體系的溫度變化，并利用熱力學(xué)原理計算焓變。2計算方法根據(jù)已知的反應(yīng)焓變和熱化學(xué)方程式，利用蓋斯定律等熱化學(xué)定律計算焓變。3理論計算法通過量子化學(xué)計算，模擬反應(yīng)過程，計算反應(yīng)焓變。反應(yīng)焓的影響因素反應(yīng)物和生成物的狀態(tài)物質(zhì)的狀態(tài)不同，其能量狀態(tài)也不同，導(dǎo)致反應(yīng)焓不同。例如，液態(tài)水的焓值低于氣態(tài)水的焓值。反應(yīng)溫度溫度升高，反應(yīng)體系的能量增加，反應(yīng)焓值也會隨之變化。溫度對反應(yīng)焓的影響取決于反應(yīng)的吸熱或放熱性質(zhì)。反應(yīng)壓力對于氣相反應(yīng)，壓力變化會影響反應(yīng)焓。一般來說，增大壓力會使反應(yīng)焓減小。催化劑催化劑可以改變反應(yīng)途徑，降低反應(yīng)活化能，但不會改變反應(yīng)焓值。催化劑加速了反應(yīng)進行，但不會改變反應(yīng)前后物質(zhì)的能量差。反應(yīng)焓與化學(xué)鍵的關(guān)系化學(xué)鍵斷裂化學(xué)反應(yīng)中，反應(yīng)物分子中的化學(xué)鍵斷裂需要吸收能量，該能量稱為鍵能?；瘜W(xué)鍵形成生成物分子中新化學(xué)鍵的形成會釋放能量，該能量也稱為鍵能。能量變化反應(yīng)焓的變化等于化學(xué)鍵斷裂吸收的能量減去化學(xué)鍵形成釋放的能量。反應(yīng)焓與化學(xué)反應(yīng)的自發(fā)性反應(yīng)焓反應(yīng)焓是指化學(xué)反應(yīng)過程中焓的變化，是衡量化學(xué)反應(yīng)能量變化的重要指標(biāo)。反應(yīng)焓為負值時，表示反應(yīng)放熱，能量釋放，有利于反應(yīng)自發(fā)進行；反應(yīng)焓為正值時，表示反應(yīng)吸熱，需要能量輸入，不利于反應(yīng)自發(fā)進行。自發(fā)性化學(xué)反應(yīng)的自發(fā)性是指在一定條件下，反應(yīng)能否自發(fā)進行的趨勢。自發(fā)反應(yīng)是指在沒有外界能量輸入的情況下，反應(yīng)能夠自發(fā)進行的反應(yīng)。非自發(fā)反應(yīng)是指需要外界能量輸入才能進行的反應(yīng)。反應(yīng)焓是判斷反應(yīng)自發(fā)性的重要因素之一，但并非唯一因素。反應(yīng)焓與化學(xué)反應(yīng)的可逆性可逆反應(yīng)的平衡可逆反應(yīng)是指既能正向進行又能逆向進行的反應(yīng)。正逆反應(yīng)速率相等時，體系達到平衡狀態(tài)。焓變與反應(yīng)方向反應(yīng)焓變影響可逆反應(yīng)的平衡位置。吸熱反應(yīng)的平衡常數(shù)隨溫度升高而增大，放熱反應(yīng)的平衡常數(shù)隨溫度升高而減小。反應(yīng)焓與化學(xué)平衡11.影響平衡反應(yīng)焓的變化會影響化學(xué)平衡的移動方向。放熱反應(yīng)升溫，平衡向逆反應(yīng)方向移動；吸熱反應(yīng)升溫，平衡向正反應(yīng)方向移動。22.焓變與平衡常數(shù)反應(yīng)焓變的大小與平衡常數(shù)有關(guān)。焓變越小，平衡常數(shù)越接近1，反應(yīng)更易達到平衡。33.焓變與平衡位置反應(yīng)焓變決定了平衡位置。焓變越負，平衡越偏向于生成物；焓變越正，平衡越偏向于反應(yīng)物。44.焓變與平衡移動焓變變化會引起平衡移動。焓變增大，平衡向反應(yīng)物方向移動；焓變減小，平衡向生成物方向移動。反應(yīng)焓與化學(xué)反應(yīng)的速率活化能反應(yīng)焓是指反應(yīng)物和生成物之間的能量差，并不直接影響反應(yīng)速率。影響反應(yīng)速率的主要因素是活化能，活化能越低，反應(yīng)速率越快。多步反應(yīng)對于多步反應(yīng)，反應(yīng)速率通常由最慢的一步控制，即活化能最高的一步。這體現(xiàn)了反應(yīng)速率與活化能的直接聯(lián)系。反應(yīng)焓與化學(xué)反應(yīng)的方向反應(yīng)焓的符號反應(yīng)焓的正負號表示反應(yīng)是吸熱還是放熱，也決定了化學(xué)反應(yīng)的自發(fā)方向。焓變的正負值對于吸熱反應(yīng)，焓變?yōu)檎?，反?yīng)需吸收熱量才能進行。放熱反應(yīng)的焓變?yōu)樨撝?，反?yīng)會釋放熱量。自發(fā)反應(yīng)放熱反應(yīng)通常是自發(fā)的，而吸熱反應(yīng)通常是非自發(fā)的。但這并非絕對，溫度、熵變等因素也影響反應(yīng)的方向。反應(yīng)焓與化學(xué)反應(yīng)的進程1反應(yīng)物能量較低2過渡態(tài)能量最高3生成物能量較低化學(xué)反應(yīng)過程中，反應(yīng)物需要克服活化能才能到達過渡態(tài)，然后生成產(chǎn)物。過渡態(tài)是反應(yīng)物和產(chǎn)物之間的能量最高點，決定了反應(yīng)的速率。吸熱反應(yīng)的活化能大于放熱反應(yīng)，所以吸熱反應(yīng)的速率通常比放熱反應(yīng)慢。反應(yīng)焓與化學(xué)反應(yīng)的應(yīng)用新能源開發(fā)反應(yīng)焓可以幫助我們選擇合適的化學(xué)反應(yīng)，開發(fā)新能源，例如太陽能電池、燃料電池等?；どa(chǎn)反應(yīng)焓可以幫助我們優(yōu)化化工生產(chǎn)工藝，提高生產(chǎn)效率，降低生產(chǎn)成本。安全生產(chǎn)反應(yīng)焓可以幫助我們了解化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)，預(yù)防安全事故，例如爆炸、火災(zāi)等。醫(yī)藥研發(fā)反應(yīng)焓可以幫助我們研究藥物的合成反應(yīng)，提高藥物的合成效率，降低藥物的成本。反應(yīng)焓的計算反應(yīng)焓的計算是化學(xué)熱力學(xué)中的重要內(nèi)容?？梢酝ㄟ^已知反應(yīng)的反應(yīng)焓和熱化學(xué)方程式，計算其他反應(yīng)的反應(yīng)焓。常用的計算方法包括蓋斯定律、標(biāo)準(zhǔn)生成焓法和鍵能法等。蓋斯定律指出，化學(xué)反應(yīng)的焓變只與反應(yīng)的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，與反應(yīng)的途徑無關(guān)。標(biāo)準(zhǔn)生成焓法利用標(biāo)準(zhǔn)生成焓來計算反應(yīng)焓，而鍵能法則通過斷裂和生成化學(xué)鍵的能量變化來計算反應(yīng)焓。標(biāo)準(zhǔn)生成焓的定義11.定義標(biāo)準(zhǔn)生成焓是指在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，由最穩(wěn)定的單質(zhì)生成1mol該物質(zhì)時的焓變。22.標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)是指溫度為298.15K(25℃)、壓強為101.325kPa(1atm)的狀態(tài)。33.單質(zhì)最穩(wěn)定的單質(zhì)指的是在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下最穩(wěn)定的單質(zhì)，例如，氧氣的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)是O2氣體，而不是O原子。44.焓變焓變的符號為ΔH，是反應(yīng)過程中焓的變化，其數(shù)值為生成物的焓減去反應(yīng)物的焓。標(biāo)準(zhǔn)生成焓的測定1實驗測定利用熱力學(xué)定律和實驗數(shù)據(jù)測定標(biāo)準(zhǔn)生成焓2間接計算利用已知物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)生成焓和反應(yīng)熱數(shù)據(jù)計算未知物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)生成焓3理論計算利用量子化學(xué)方法計算物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)生成焓標(biāo)準(zhǔn)生成焓的測定方法包括實驗測定、間接計算和理論計算。實驗測定主要利用熱力學(xué)定律和實驗數(shù)據(jù)，如燃燒熱、反應(yīng)熱等，通過計算得出。間接計算利用已知物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)生成焓和反應(yīng)熱數(shù)據(jù)，通過赫斯定律等計算出未知物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)生成焓。理論計算利用量子化學(xué)方法計算物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)生成焓，可以得到更加準(zhǔn)確的結(jié)果。標(biāo)準(zhǔn)生成焓的應(yīng)用計算反應(yīng)焓變利用標(biāo)準(zhǔn)生成焓可以計算任何化學(xué)反應(yīng)在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的焓變，方便化學(xué)反應(yīng)熱效應(yīng)的預(yù)測。判斷反應(yīng)的方向根據(jù)反應(yīng)焓變的正負，可以判斷化學(xué)反應(yīng)在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下是吸熱反應(yīng)還是放熱反應(yīng)，從而預(yù)測反應(yīng)進行的方向。評價反應(yīng)的可能性通過計算反應(yīng)焓變，可以評估反應(yīng)是否容易進行，并對反應(yīng)進行的可能性進行判斷。選擇合適的反應(yīng)條件利用標(biāo)準(zhǔn)生成焓可以幫助選擇最佳的反應(yīng)條件，例如溫度、壓力等，從而提高反應(yīng)的效率。吸熱反應(yīng)和放熱反應(yīng)吸熱反應(yīng)吸熱反應(yīng)是指反應(yīng)過程中吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)，反應(yīng)體系的焓變?yōu)檎?。在吸熱反?yīng)中，體系吸收能量，反應(yīng)物的能量低于生成物的能量。放熱反應(yīng)放熱反應(yīng)是指反應(yīng)過程中釋放熱量的化學(xué)反應(yīng)，反應(yīng)體系的焓變?yōu)樨撝?。在放熱反?yīng)中，體系釋放能量，反應(yīng)物的能量高于生成物的能量。反應(yīng)焓與溫度的關(guān)系11.溫度影響焓變溫度升高，反應(yīng)焓變通常減小，但并非所有反應(yīng)都如此。22.熱力學(xué)函數(shù)隨溫度變化焓變、吉布斯自由能變等熱力學(xué)函數(shù)隨溫度變化，影響反應(yīng)方向和平衡。33.溫度影響平衡常數(shù)溫度改變會影響平衡常數(shù)，進而影響反應(yīng)的平衡位置。44.溫度影響反應(yīng)速率溫度升高，反應(yīng)速率通常加快，但并非所有反應(yīng)都如此。焓變與熵變的關(guān)系焓變焓變反映化學(xué)反應(yīng)過程中能量的變化，決定了反應(yīng)是吸熱還是放熱。熵變熵變反映反應(yīng)過程中體系混亂度的變化，衡量了反應(yīng)前后物質(zhì)排列的隨機性。兩者關(guān)系焓變和熵變共同決定了反應(yīng)的自發(fā)性，反應(yīng)的自由能變是焓變和熵變的綜合體現(xiàn)。自發(fā)過程與非自發(fā)過程自發(fā)過程自發(fā)過程是指在一定條件下，無需外界幫助即可自動進行的過程。自發(fā)過程通常與焓變、熵變和吉布斯自由能變化有關(guān)。非自發(fā)過程非自發(fā)過程是指在一定條件下，需要外界提供能量才能進行的過程。非自發(fā)過程通常需要外界能量輸入，例如加熱或電解。吉布斯自由能的定義概念解釋吉布斯自由能是指體系在等溫等壓條件下所能做的最大非膨脹功。它是判斷化學(xué)反應(yīng)能否自發(fā)進行的一個重要熱力學(xué)函數(shù)。公式表示吉布斯自由能變化可以用公式ΔG=ΔH-TΔS表示，其中ΔH是焓變，ΔS是熵變，T是絕對溫度。本質(zhì)揭示吉布斯自由能的定義揭示了化學(xué)反應(yīng)自發(fā)進行的本質(zhì)，即體系的能量降低和混亂度增加的共同作用。吉布斯自由能變化與反應(yīng)的自發(fā)性自發(fā)過程在特定條件下，不需外界做功就能進行的過程稱為自發(fā)過程。自發(fā)過程的判斷標(biāo)準(zhǔn)是吉布斯自由能變化。吉布斯自由能變化吉布斯自由能變化（△G）是衡量反應(yīng)自發(fā)性的重要指標(biāo)。當(dāng)△G<0時，反應(yīng)自發(fā)進行；當(dāng)△G>0時，反應(yīng)非自發(fā)進行；當(dāng)△G=0時，反應(yīng)處于平衡狀態(tài)。吉布斯自由能變化與化學(xué)平衡11.反應(yīng)方向吉布斯自由能變化可以用來判斷化學(xué)反應(yīng)的方向。正向反應(yīng)自發(fā)進行時，ΔG<0；逆向反應(yīng)自發(fā)進行時，ΔG>0；平衡時，ΔG=0。22.平衡常數(shù)吉布斯自由能變化與標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K°之間存在關(guān)系：ΔG°=-RTlnK°。該公式可以用來計算平衡常數(shù)，也可以用來判斷平衡常數(shù)的大小。33.平衡移動改變溫度、壓力或濃度會影響吉布斯自由能變化，從而導(dǎo)致化學(xué)平衡移動。例如，升高溫度會使平衡向吸熱反應(yīng)方向移動，降低