高中化学竞赛讲义_热分解反应规律
高中化学选修化学反应原理知识点总结
化学选修化学反应原理复习第一章一、焓变反应热1．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2．焓变(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/mol3.产生原因：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1．概念：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 kPa②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：1 mol④研究内容：放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热1．概念：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。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
新教材高中化学化学反应的热效应第节反应热课件新人教版选择性必修2
2．宏观上： (1)图示。
(2)结论。
反响物的总能量大于生成物的总能量为___放__热___反响，体系能量
降低
________；
反响物的总能量小于生成物的总能量为___吸__热___反响，体系能量
升高
________。
预习自测
1．以下反响既属于放热反响，又属于氧化复原反响的是 ( B ) A．Ba(OH)2溶液与硫酸溶液反响 B．铝片与稀硫酸反响 C．灼热的炭与CO2反响 D．NH4NO3固体与Ba(OH)2·8H2O晶体反响 解析：A不是氧化复原反响；B既是放热反响，又是氧化复原反 响，所以符合题意；C为吸热反响；D为吸热反响，而且是非氧化复原 反响。
3．实验步骤： (1)反响物温度的测量。 ①用量筒量取50 mL 0.50 mol·L－1盐酸，翻开杯盖，倒入量热计的 内筒中，盖上杯盖，插入温度计，测量并记录盐酸的温度。用水把温度 计上的酸冲洗干净，擦干备用。 ②用另一个量筒量取50 mL 0.55 mol·L－1 NaOH溶液，用温度计测 量并记录NaOH溶液的温度。
7．巧用数学，提分数。盖斯定律还考查计算能力，能用数学知识 巧妙计算，提高计算能力也是解决本局部内容的关键点。
第一节 反响热
第1课时 反响热 焓变
学习目标
核心素养
1．能辨识化学反应中的能量转化形式， 1．通过分析“化学反应中的
能解释化学反应中能量变化的本质。 能量变化”，培养宏观辨识
2．结合真实情境中的应用实例，能从多 与微观探析能力。
③生成 1 mol H2O 时放出的热量为 ΔH＝－0.4108.0t225－t1kJ·mol－1
典例1 我们将稀溶液中强酸与强碱发生中和反响生成1 mol H2O时所释放的热量称为中和热，在稀溶液中，强酸和强碱每生成1 mol水放出57.3 kJ的热量。如图是某化学小组组装的中和热简易测定装 置。请答复有关中和反响的问题。
高中化学竞赛第7章_化学动力学基础课件
0 BB B
已知 d dnB B
转化速率的定义为：
•
d
1 dnB
dt B dt
2022/4/16
反应速率（rate of reaction）
IUPAC推荐反应速率用单位体积内的转化速率表示，
反应的速率定义为：
r
1
d
V dt
( d 1 dnB ) dt B dt
1 dnB /V 1 d c B
动力学认为：
1 2
N2
3 2
H2
NH3(g)
需一定的T，p和催化剂
1 H 2 2 O 2 H 2O(l)
点火，加温或催化剂
2022/4/16
7.1 化学动力学的任务和目的
化学动力学发展简史
•1848年 van’t Hoff
dlnKc U
提出：
dT RT2
dlnkEa dT RT2
Kc
kf kb
例如：
r k 0
r k 反 应
r k [ A ] [ B ] 二 级 , 对 A 和 B 各 为 一 级
r k [ A ] 2 [ B ] 三 级 , 对 A 为 二 级 , 对 B 为 一 级
r k [ A ] [ B ] - 2
负 一 级 反 应
r k [ A ] [ B ] 1 /2
k 的单位随着反应级数的不同而不同。
2022/4/16
准级数反应（pseudo order reaction）
在速率方程中，若某一物质的浓度远远大于其 他反应物的浓度，或是出现在速率方程中的催化 剂浓度项，在反应过程中可以认为没有变化，可 并入速率系数项，这时反应总级数可相应下降， 下降后的级数称为准级数反应。例如：
高中化学竞赛：7 热力学稳定性和动力学稳定性
由表中数据可见：位于前方的多为强正电性的金属，它们的
氧化物具有较大的生成焓负值，最为稳定；位于后面的元素的氧 化物的生成焓负值不断减少，其稳定性减小，Cl2O、NO等氧化物 的生成焓已为正值，更不稳定。实际上，后面的几个元素已成为 负电性较大的非金属了。
Al、Si常被用来作为还原剂将金属从其氧化物中还原出来， 这时Al、Si自身便成为氧化物。还原出金属的能力的大小，反应 了生成氧化物的倾向的实质，或换句话说，是这些氧化物的稳定 性的体现。
动力学稳定性是指在热力学上它是不稳定的，只是反应速 率很慢，慢到不能觉察，根据阿伦尼乌斯公式，慢的反应速率 意味着大的活化能：
k＝Ae－Ea／RT 因此我们可以用下面的反应坐标来表示热力学和稳定性和 动力学稳定性。
衡量体系是否是热力学稳定体 系,需从反应物和生成物之间的能 量差去考虑,若产物的能量低于反应 物的能量，则反应物在热力学上为 不稳定(图中A到C，△G2<0，然而, 由于活化能△G2’很大，反应速率很 慢, 可以预料此时A在动力学上 可能是稳定体系)。反之若产物的能量高于反应物的能量，则反应 物在热力学上是稳定的(图中A到B ，△G1>0)。
△rGmθ＝－318.3 kJ·mol－1 根据 △rGmθ＝－RTlnKθ，K＝[1/{p(O2) /Pθ}]1/2 ， 解出 p(O2) ＝2.82×10－107 Pa。 即要使此反应不能正向进行, 则应使Q>K, 即要使p(O2)如此 地低，这是难以办到的，在通常情况下，p(O2) 总是大于这个值。
热力学稳定性和反应的自发性
一 热力学稳定性和动力学稳定性
无机化学中讨论元素及化合物的性质时，其中一个中心问题 就是化学体系的稳定性。
如，某元素能否形成某种化合物，这要看该化合物能否在一 定条件下稳定存在。在研究一个合成反应是否可行时，也可把问 题归结为有关反应物体系是否稳定。因而可以说，无机化学里的 一个重要问题是试图去说明不同化学体系的稳定性。
高中化学新人教版选择性必修一第1章 化学反应的热效应 本章总结 同步课件(49张)
总结 ·专题提升
典练 ·素养提升
对话 ·命题专家
化学 选择性必修1 配人教版
第一章 化学反应的热效应
盖斯定律在计算ΔH中的应用
1．利用叠加法书写热化学方程式或计算反应热的一般步骤
(1)若目标热化学方程式中的某种反应物在某个已知热化学方程式中 作生成物(或目标方程式中的某种生成物在某个已知热化学方程式中作 反应物)，可把该已知热化学方程式的反应物和生成物颠倒，相应的ΔH 改变符号。
比较下列各组热化学方程式中 ΔH 的大小(填“>”“<”或 “＝”)。
①C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1 C(s)＋12O2(g)===CO(g) ΔH2 ΔH1______ΔH2; ②H2(g)＋12O2(g)===H2O(l) ΔH3 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH4 ΔH3______ΔH4;
化学 选择性必修1 配人教版
第一章 化学反应的热效应
通过中和反应反应热的实验探究，从实验原理、实验操作及实验注 意事项等各方面具体认识化学能与热能的变化规律，从而培养“变化观 念与平衡思想、科学探究与创新意识”等学科核心素养。
通过化学键的断裂与形成，从微观角度认识化学反应中能量变化的 根本原因；通过热化学方程式的书写，认识热化学方程式与普通化学方 程式的不同点及表示的意义。培养证据推理与模型认知等学科核心素养。
例 如 ： Mg(s) ＋ 2HCl(aq)===MgCl2(aq) ＋ H2(g) 2HCl(aq)===CaCl2(aq)＋H2(g) ΔH2，ΔH1>ΔH2。
ΔH1 ， Ca(s) ＋
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高考化学 第六章 化学反应与能量 第1讲 化学能与热能复习课件
题组二 依据共价键数，利用键能计算反应热 3.已知1 g氢气完全燃烧生成液态水时放出热量143 kJ , 18 g水 蒸气变成液态水放出44 kJ的热量。其他相关数据如下表：
1 mol化学键断裂时 需要吸收的能量/kJ
解析 某反应的ΔH＝＋100 kJ·mol－1，说明该反应的正反应 为吸热反应，且正反应的活化能比逆反应的活化能大100 kJ·mol－1，正反应的活化能应大于100 kJ·mol－1，无法确定 逆反应的活化能大小。 答案 C
练后反思
正确理解活化能与反应热的关系
1.催化剂能降低反应所需活化能，但 不影响焓变的大小。
深度思考 判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”
(1)放热反应不需要加热就能反应，吸热反应不加热就不能反 应( × ) (2)物质发生化学变化都伴有能量的变化( √ ) (3)伴有能量变化的物质变化都是化学变化( × ) (4)吸热反应在任何条件都不能发生( × ) (5)Na转化为Na＋时，吸收的能量就是该过程的反应热( × ) 解析 是物理变化过程，其能量变化不能称为反应热。
吸
放
(2)从反应热的量化参数——键能的角度分析
(3)记忆常见的放热反应和吸热反应 放热反应：①可燃物的燃烧；②酸碱中和反应；③大多数化 合反应；④金属跟酸的置换反应；⑤物质的缓慢氧化等。 吸热反应：①大多数分解反应；②盐的水解和弱电解质的电 离；③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应；④碳和水蒸气、C和CO2 的反应等。
2.(2011·海南，1改编)某反应的ΔH＝＋100 kJ·mol－1，下列 有关该反应的叙述正确的是( ) A.正反应活化能小于100 kJ·mol－1 B.逆反应活化能一定小于100 kJ·mol－1 C.正反应活化能不小于100 kJ·mol－1 D.正反应活化能比逆反应活化能小100 kJ·mol－1
高中化学： 反应热及其测定(先上热化学方程式)
2H2( g ) + O2 ( g) = 2H2O ( l )
ΔH=-571.6 kJ/mol
C3H8( g ) +5O2 ( g ) = 3CO2(g) +4H2O ( l ) ΔH= - 2220 kJ/mol
在该条件下，5mol 氢气和丙烷的混合气完全燃烧时放热3847kJ， 则氢气和丙烷的体积比为？
Q = mcΔt = 418kJ
【问题8】氢氧化钠稀溶液和盐酸的稀溶液反应生成1mol液态水时 的反应热为多少？如何测量？（假设稀溶液的比热容和水的比热容 相等，稀溶液的密度和水的密度相等）
中和反应热的测定
1、反应原理：Q = mCΔt Q：中和反应放出的热量。 m：反应混合液的质量。 C：反应混合液的比热容。 Δt：反应前后溶液温度的差值
偏小
已知：HCN(aq)与NaOH(aq)反应的△H=-12.1kJ/mol；
HCl(aq)与NaOH(aq)反应的△H=-57.3kJ/mol.
则HCN在水中电离的△H等于（C）
A.-69.4 kJ/mol
B. -45.2 kJ/mol
C.+45.2 kJ/mol
热，焓变，中和热测定，燃烧热
H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) ∆H = -184.6KJ/mol
2.当1molC(固态)与适量H2O(气态) 反应,生成CO(气态)和H2(气 态)，吸收131.3kJ的热量，请写出该反应的热化学方程式。
C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g) ∆H = +131.3KJ/mol
3.当0.5molCu(固态) 与适量O2(气态) 反应, 生成CuO(固态)， 放出 78.5 kJ的热量，请写出该反应的热化学方程式。
高中化学高考总复习之六---反应热知识讲解及巩固练习题(含答案解析)
３．燃烧热和中和热的比较
燃烧热
中和热
相同 点
不同 点
能量变化
ΔH
反应物的 量
生成物的 量
反应热的 含义
均为放热反应 ΔH＜0，单位：kJ·mol－1
1 mol 可燃物（O2 的量不限） 可 能 是 1 mol， 也 可 能是 0.5
mol
不限量
H2O (l)是 1 mol
25℃、101 kPa 时，1 mol 纯物 稀溶液中，强酸跟强碱发生中 质完全燃烧生成稳定的氧化 和反应生成 1 mol 液态 H2O 时
高中化学高考总复习之六---反应热知识讲解及巩固
练习题（含答案解析）
【考试目标】 １．了解化学反应中能量转化的原因，能说出常见的能量转化形式。 ２．了解化学能与热能的相互转化。了解吸热反应、放热反应、反应热等概念。 3．了解能源是人类生存和社会发展的重要基础。了解化学在解决能源危机中
的重要作用。 4．了解焓变与反应热的含义。
定义 放出热量的化学反应
吸热反应 吸收热量的化学反应
2
ΔH 的正负 ΔH＜0
ΔH＞0
键能大小
体系能量 大小
反应物总键能小于生成物总键能 反应物总键能大于生成物总键能
反应物的总能量大于生成物的总 反应物的总能量 小于生成物的总能量 能量
反应物分子化学键断裂时所吸收 反应物分子化学键断裂时所吸收的总
形成原因 的总能量比生成物分子化学键形 能量比生成物分子化学键形成时所释
Q=0.418（t2－t1）kJ ③ 要点三、能源 1．概念 ：能源就是提供能量的自然资源，其它能源包括：化石燃料(煤、石油、 天然气)、阳光、风力、流水、潮汐以及柴草等。 ２．能源的分类及应用 ：
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高中化学竞赛第三讲热分解反应基本规律
本讲的主题是“有规则的拆分”！
一、热分解反应的“推动力”
从热力学角度看，热分解反应是向着能量低的产物方向进行，反应的“推动力”是能量降低的过程（△r G=△r H-T△r S）。
用上述观点可以解释下列反应为什么是按（1）式而不是按（2）式进行：
CaCO3→CaO+CO2（1）CaCO3→CaC+3/2O2（2）
KClO3→KCl+3/2O2（1）KClO3→1/2K2O+1/2Cl2O5（2）
二、含氧酸盐的热分解反应规律
按上述能量观点，由于氧化物能量低于相应的硫化物、氮化物、磷化物、碳化物，所以（大多数）硫酸盐、硝酸盐、碳酸盐、草酸盐的（固态）热分解按以下规律进行：含氧酸盐(s)→金属氧化物(s)+酸酐（热分解通式）
还要考虑的是，酸酐是否稳定？金属氧化物是否稳定？两种产物间是否还会发生氧化还原反应?（实例见下）。
（一）硫酸盐的热分解反应
规律：硫酸盐(s)→金属氧化物(s)+SO3
例：
1、当温度显著高于758℃时，SO3分解，气态产物以SO2和O2为主，反之气态产物以SO3为主。
（758℃是从△r G=△r H-T△r S计算出来的数据。
）
例：
2、在活动序中位于铜以后的金属硫酸盐，因碱性氧化物对热不稳定而分解。
例：
若分解温度不很高，则得HgO和SO3；若高于HgO显著分解的温度，则产物为Hg和SO3、O2。
3、两种产物间发生氧化还原反应
例：
产物中有Fe2O3、SO2，原因是“高温”下SO3有一定的氧化性，氧化FeO为Fe2O3，自身转化为SO2。
（二）硝酸盐的热分解反应
1、NaNO3、KNO3在温度不很高条件下分解为MNO2和O2。
例：2KNO32KNO2+O2↑
2、其余硝酸盐均可按照热分解反应通式讨论：硝酸盐→金属氧化物+硝酸酐(N2O5)
∵N2O5在室温下就明显分解：N2O5=2NO2+1/2O2
∴硝酸盐热分解反应一般规律为：硝酸盐→金属氧化物+NO2+O2 (后两者mol比为1：4)
例：
2Cu(NO3）22CuO+4NO2↑+O2↑
（1）如果硝酸盐在明显高于500℃下分解，NO2分解，则气态产物为NO和O2；如果高于950℃下分解，NO进一步分解为N2和O2，则反应式为：
（2）在活动序中位于铜以后的金属硝酸盐，因碱性氧化物对热不稳定而分解。
例：2AgNO32Ag+2NO3↑+O2↑
（3）NO2、O2在高温下都有明显的氧化性，若碱性氧化物具有还原性，则将有可能被氧化，但很难说明是被NO2或O2氧化的。
例：
若FeO被NO2氧化，NO2的还原产物NO将和O2生成NO2；若O2是氧化剂，产物仍是NO2和O2，从反应结果看，都是O2减少了。
类似地，其他具有还原性的碱性氧化物有MnO（强还原性）、SnO、CoO、PbO（弱还原性）。
（4）硝酸的热稳定性不如相应的硝酸盐。
如浓硝酸见光易分解，主要是H+、M n+不同引起的。
因异电相吸，M n+和酸根阴离子（的配位O原子）互相靠近，由于M n+外围也有电子和O原子互相排斥，所以两者间不可能靠得很近。
H+则不同，没有电子，因此它不仅能和含氧酸要中配位O原子靠近，而且还能钻入配位O原子，（从效果上看，相当于）削弱了这个O原子和成酸元素原子间的结合，所以含氧酸（尤其是在受热时）较易分解。
（H2CO3类似）
4 HNO34NO2↑+O2↑+2H2O
（三）碳酸盐的热分解反应
和热分解反应通式是一致的：碳酸盐→碱性氧化物+CO2
例：CaCO3高温分解
（1）由于CO2能量低，要在2300℃以上才明显分解为CO和O2，而碳酸盐热分解温度显著低于2300℃，所以一般不涉及产物CO2分解的问题。
（2）不活泼金属的碳酸盐，也会因碱性氧化物对热不稳定而分解。
例：
（3）气态CO2的氧化性不强，只有在遇到强还原性的碱性氧化物才有可能表现出来。
例：。
（四）草酸盐的热分解反应
草酸（H2C2O4）的酸酐是“C2O3”（没有这个化合物，所以标以“”号），可认为是+2、+4价碳的混合氧化物。
所以草酸盐热分解反应式为（以CaC2O4为例）：
，
H2C2O4·2H2O CO2↑+CO↑+3H2O
总结：
（五）其他含氧酸盐
由于磷酸盐分解生成的酸酐P2O5挥发性低，所以磷酸盐分解温度高。
硅酸盐中SiO2不具挥发性，所以硅酸盐“不发生”热分解反应。
硼酸盐中B2O3也不易挥发，所以一般也不讨论硼酸盐的热分解反应。
（六）元素的中间氧化态含氧酸（盐）受热时可能发生自氧化还原反应。
例：3NaClO NaClO3+2NaCl NaClO33/4NaClO4+1/4NaCl
4KClO33KClO4+KCl Na2SO31/4Na2S+3/4Na2SO4
三、铵盐、碳酸氢盐的热分解反应规律
（一）铵盐
铵盐（以NH4A为例）热分解始于NH4+上质子（H+）转移和A-结合，即NH4A NH3+HA。
1、若HA没有氧化性，产物即NH3和HA，如NH4X、NH4HCO3、NH4HS等。
2、若HA有氧化性，则将和NH3发生氧化还原反应，反应的特点是分子内得失电子平衡。
例：NH4NO2N2↑+2H2O NH4NO3N2O↑(笑气)+2H2O
(NH4)2Cr2O7Cr2O3+N2↑+4H2O
(NH4)2SO4受热到357℃释NH3：(NH4)2SO4NH4HSO4+NH3↑，而后在更高温度下发生NH3还原“SO3”的反应。
3、根据铵盐热分解机理可归纳总结铵盐热分解温度的高低及其产物：既然铵盐热分解反应始于NH4+中H+转移，可以想象A-接受质子倾向越强，则相应铵盐热分解温
度低；反之，热分解温度较高。
例如比较卤化铵热分解温度高低，实际上是在比F-、Cl-、Br-、I-接受H+倾向，F-接受H+倾向最强，I-接受H+倾向最弱，所以顺NH4F、NH4Cl、NH4Br、NH4I序热分解温度升高。
又例如已知NH4HCO3在室温下就能发生部分分解，可想而知(NH4)2CO3在室温下更易分解。
（二）碳酸氢盐
碳酸氢盐（以M(HCO3)2为例）热分解始于其中一个HCO3-上质子（H+）转移和另一个HCO3-结合，即M(HCO3)2MCO3+CO2↑+H2O。
或者是：2MHCO3M2CO3+CO2↑+H2O
四、碱的热分解反应规律
2Al(OH)3 Al2O3+3H2O NH3·H2O NH3↑+H2O
LiOH、氢氧化镁受热分解AgOH不稳定，极易分解为黑色Ag2O
（2013国初）Fe(OH)2在常温无氧条件下转化为Fe3O4
3Fe(OH)2Fe3O4+H2↑+2H2O
五、热重分析曲线及其分析方法。