化學反應中的能量變化

　　化學反應中的能量變化實質上是在化學變化中，反應物分子轉變為生成物分子，各原子間的結合方式發生了改變。舊鍵的斷裂吸熱，新鍵的生成放熱。化學反應中的能量變化就來源于此。本部分內容在高考題中主要體現對概念的考查，如熱化學方程式的書寫，判斷；反應熱的簡單計算考查等。現就此考點歸納如下。
　　一、熱化學方程式的書寫
　　書寫熱化學方程式除了要遵循書寫化學方程式的要求外，還應注意幾個方面。
　　（1）反應熱與反應物和生成物所呈現的聚集狀態有關，在熱化學方程式中必須標明各物質的狀態（g、l、s、aq）；
　　（2）反應熱與反應溫度和壓強有關，中學所用ΔH一般是指101KPa和25℃因此不特別指明。但需注明ΔH的“+”與“-”，放在方程式的右邊，“+”表示吸熱，“-”表示放熱。
　　（3）ΔH的單位kJ?mol-1是指熱化學方程式中化學計量數在計量反應熱時是以“mol”為單位的，并不一定是指1mol物質。所以熱化學方程式中各物質化學式前的計量數可用整數或分數表示，且ΔH與化學計量數成比例。同一反應，化學計量數不同，ΔH也不同。
　　（4）當反應向逆向進行時，其反應熱與正反應的反應熱數值相等，符號相反。
　　（5）書寫燃燒熱的熱化學方程式，應以燃燒1mol物質為標準來配平其他物質的化學計量數。
　　例（2004年全國理綜Ⅱ）：已知
　　（1）H（g）+1/2O（g）=HO（g） ΔH=akJ?mol
　　（2）2H（g）+O（g）=2HO（g） ΔH=bkJ?mol
　　（3）H（g）+1/2O（g）=HO（l） ΔH=ckJ?mol
　　（4）2H（g）+O（g）=2HO（l） ΔH=dkJ?mol
　　下列關系式中正確的是（ ）
　　A.a＜c＜0 B.b＞d＞0 C.2a=b＜0 D.2c=d＞0
　　解析由熱化學方程式中的ΔH與化學方程式中各物質前面的化學計量數有關，以及物質燃燒時都放熱得：ΔH=2ΔH＜0，ΔH=2ΔH＜0；又氣態水變為液態水這一過程要放熱，則c＜a＜0，d＜b＜0。綜上所述答案為：C。
　　二、化學反應中能量與化學鍵的關系
　　反應中的熱效應等于反應物的鍵能之和減去生成物的鍵能之和。當結果小于零時為放熱反應。當結果大于零時為吸熱反應。
　　例：化學鍵的鍵能是原子間形成化學鍵（或其逆過程）時釋放（或吸收）的能量。以下是部分共價鍵鍵能數據H-S 364KJ/mol，S—S 266KJ/mol，S==O 522KJ/mol，H—O 464KJ/mol。
　　（1）試根據這些數據計算下面這個反應的反應熱：2HS（g）+SO（g）=3S（g）+2HO（g）反應產物中的S實為S，實際分子是一個8元環狀分子（如圖），則反應熱為?解析：因為S分子中有8個S原子，由圖可知共有8個共價鍵。每個S就有1個S—S共價鍵。則該反應的反應熱為：
　　4×364KJ/mol＋2×522KJ/mol-3×266KJ/mol-4×464KJ/mol=-154KJ/mol.
　　三、可逆反應的反應熱
　　例已知一定溫度和壓強下，N（g）和H（g）反應生成2mol NH（g），放出92.4KJ熱量。在同溫同壓下向密閉容器中通入1molN和3molH，達平衡時放出熱量為QKJ；向另一體積相同的容器中通入0.5molN和1.5moLH，相同溫度下達到平衡時放出熱量為QKJ。則下列敘述正確的是（ ）
　　A.2Q＞Q=92.4KJ B.2Q=Q=92.4KJ
　　C.2Q＜Q＜92.4KJ D.2Q=Q＜92.4KJ
　　解析：92.4KJ為1molN（g）與3molH（g）恰好完全反應生成2molNH（g）時所放出的熱量。而在實際反應中由于存在平衡狀態，反應物不可能完全轉化，因此Q＜92.4KJ。當溫度不變，相同的密閉容器中，起始反應物物質的量減半（相當于減壓）時，由平衡移動原理可知，平衡向逆反應方向移動，有2Q＜Q。故答案為C。
　　四、蓋斯定律的應用
　　例（2012理綜新課標高考）：工業上利用天然氣（主要成分CH）與CO進行高溫重整制備CO，已知CH、H、CO的燃燒熱（ΔH）分別為-890.4KJ/mol、-285.8KJ/mol、-283.0KJ/mol，則生成1m（標準狀況）CO所需能量為 。
　　解析：①CH（g）+2O（g）=HO（l）+CO（g） ΔH=-890.4kJ?mol
　　②H（g）+1/2O（g）=HO（l） ΔH=-285.8kJ?mol
　　③CO（g）+1/2O（g）=CO（g） ΔH=-283.0kJ?mol
　　①-2×②-2×③得：
　　CH+CO（g）=2CO（g）+2H（g） ΔH=ΔH-2ΔH-2ΔH=+247.3kJ?mol
　　1立方米所需能量=（1000/22.4）×247.3/2KJ=5.52×10K