化学反应与能量精选(九篇)

第1篇：化学反应与能量范文

一、挖掘知识联系

挖掘各知识点之间的内在联系，把零散的知识归纳成知识网，使知识结构化和系统化，有助于把握各知识点之间的联系.本章的知识网如图1所示.

图1

二、把握变化本质

以能量守恒为基础，从宏观和微观两个角度分析，可以揭示化学反应中能量变化的本质.

1.宏观角度

从反应物和生成物的总能量相对大小的角度分析，放热反应和吸热反应中的能量变化情况如图2所示：

图2

ΔH=生成物的总能量-反应物的总能量

2.微观角度

从键能的角度分析，放热反应和吸热反应中的能量变化情况如图3所示.

图3

ΔH=反应物的总键能之和-生成物的总键能之和

三、对比分析概念

对一些容易混淆的化学概念进行对比分析，有助于加深对概念的理解，对比一般可列表（见表1、表2）进行.

表1 热化学方程式和普通化学方程式的对比

热化学方程式普通化学方程式

2H2（g）+O2（g）=2H2O（l）

ΔH=-571.6kJ/mol2H2+O2

点燃2H2O

右端有表示能量变化的ΔH右端无表示能量变化的ΔH

必须标明反应物、生成物的聚集状态不标明物质的聚集状态

化学计量数只表示物质的量，可以是整数，也可以是分数化学计量数可以表示物质的量，也可以表示微粒个数，一般都是整数

不用标明反应的条件、“”或“”需要标明反应的条件、“”或“”

表2 燃烧热与中和热概念对比

燃烧热中和热

相同点能量变化放热反应

ΔHΔH

不同点反应物的量1 mol（O2不限量）可能是1mol，也可能是0.5mol

生成物的量不限量H2O是1mol

反应热

的含义1 mol反应物完全燃烧时放出的热量；不同反应物的燃烧热不同生成1molH2O时放出的热量；不同反应物的中和热大致相同，均约为

57.3 kJ/mol

四、建立思维模型

根据盖斯定律计算反应热是本章最重要的题型，复习时应注意总结运用盖斯定律计算的要点，建立如图4所示的思维模型，做到触类旁通，以不变应万变.

先确定

待求的

化学方

程式

找出待求化学方

程式中各物质在

已知化学方程式

中的位置

根据待求化学方程式中

各物质的计量数和位置

对已知化学方程式进行

处理，得到变形后的新

化学方程式

将新得到的化学

方程式进行加减

（反应热也需要

相应加减）

写出待求的热化学方程式

图4

五、走出认识误区

本章有很多似是而非的问题，需要深入思考，走出认识误区.

误区1：化学反应中的能量变化就是热量的变化

能量的形式多种多样.在化学反应中，反应物转化为生成物的同时，必然发生能量的变化.有些反应需要吸收能量，反应中热能、光能、电能等转化为化学能，如植物的光合作用、水的电解等；有些反应需要放出能量，反应中化学能转化为热能、光能、电能等，如化石燃料的燃烧.

误区2：需要加热才能发生的反应一定是吸热反应

需要加热才能发生的反应不一定是吸热反应.有很多放热反应也要加热，加热是促使反应开始，加快反应速率的条件之一.例如，氢气和碘的反应在高温下才能发生，但该反应是放热反应.

误区3：吸热反应一定要加热才能发生

大部分吸热反应都需加热才能发生，但有些吸热反应在常温下却能发生，它们吸收的是周围环境中的热量，使环境温度降低.

化学反应中的能量变化主要表现为放热和吸热，反应是放热还是吸热主要取决于反应物、生成物所具有的总能量的相对大小.放热反应和吸热反应在一定条件下都能发生.反应开始时需加热的反应可能是吸热反应，也可能是放热反应.反应的热量变化与反应发生是否需要加热没有必然的联系.

误区4：物质所具有的能量越高，该物质越稳定

物质所具有的能量越高，该物质越不稳定.物质都具有由不稳定走向稳定的倾向.物质本身所具有的能量越低，说明其结构越稳定，热稳定性越强，化学键越牢固.因此反应放出的热量越多，产物也就越稳定.

误区5：酸碱的物质的量越多，该反应的中和热越大

在稀溶液中，强酸与强碱反应生成1 mol H2O时放出的热量是中和热，中和热是以反应生成1 mol H2O为基础度量的，与酸碱的用量无关，所以增加酸碱的量不影响中和热的数值.

对于不同的中和反应，其反应热与酸碱的类型和物质的量是有关系的.

①如果是弱酸或弱碱参加的中和反应，要考虑弱电解质电离过程中要吸收热量；

②如果是浓硫酸直接和强碱混合，要考虑浓硫酸被稀释时放出的热量；

③如果是固体物质直接反应，要考虑溶解过程中的热效应；

④如果反应过程中有沉淀、气体等其他物质生成，则要全面综合考虑该反应的反应热.

误区6：不同条件下完成的可逆反应，其ΔH与反应进行的程度有关

可逆反应实际上都具有不彻底性，条件不同，反应的程度不一定相同，反应热也不一定相同，要依据平衡移动原理进行分析比较.但对于既定的反应，其ΔH却是个定值，平衡移动，能改变吸收或放出的热量，但不会使ΔH发生改变.

ΔH表示反应已完成时的热量变化，与反应是否可逆及反应进行的程度无关.例如：

N2（g）+3H2（g） 2NH3（g）

ΔH=-92.4 kJ/mol

该反应表示1 mol N2和3 mol H2完全反应生成2 mol NH3时放出92.4 kJ的热量.但实际上1 mol N2（g）和3 mol H2（g）充分反应，不可能生成2 mol NH3（g），故实际反应放出的热量肯定小于92.4 kJ.

误区7：ΔH的单位“ kJ・mol-1”是表示每摩尔反应物反应时热量的变化

“ kJ・mol-1”并不是指每摩尔具体物质反应时伴随的能量变化，而是指给定形式的具体反应的能量变化.如

2H2（g）+O2（g）=2H2O（g） ΔH=-483.6 kJ・mol-1

此反应的反应热是指每摩尔反应

2H2（g）+O2（g）=2H2O（g）

放出的热量为483.6 kJ.ΔH与化学方程式的写法有关，如

H2（g）+1/2O2（g）=H2O（g） ΔH=-241.8 kJ・mol-1

另外反应热还与反应物的状态有关，如

2H2（g）+O2（g）=2H2O（l） ΔH=-571.6 kJ・mol-1

六、了解考查方向

能量和能源问题是化学中的核心问题，虽然这部分内容在教材中所占的篇幅较少，但却是高考的必考内容.在高考中经常涉及的内容有：化学反应中能量变化的本质、书写热化学方程式或判断热化学方程式的正误、有关反应热的计算、比较反应热的大小等.近年来的高考试题特别关注社会热点，经常将反应热、能源、环境保护等问题进行综合，需要引起重视.

例1 在同温同压下，下列各组热化学方程式中，ΔH 1>ΔH 2的是（ ）

（A） 2H2（g）+O2（g）=2H2O（g） ΔH1 ；

2H2（g）+O2（g）=2H2O（l） ΔH2

（B） S（g）+O2（g）=SO2（g） ΔH1 ；

S（s）+O2（g）=SO2（g） ΔH2

（C） C（s）+O2（g）=CO2（g） ΔH1 ；

C（s）+12O2（g）=CO（g） ΔH2

（D） H2（g）+Cl2（g）=2HCl（g） ΔH1；

12H2（g）+12Cl2（g）=HCl（g） ΔH2

解析：本题要求比较焓变ΔH的相对大小，要考虑正负号问题.本题中的反应都是放热反应，ΔH为负，放热越多，ΔH越小.（A）中生成液态水时放热多，ΔH1>ΔH2；（B）中气态硫燃烧放热多，ΔH1

答案：（A）

例2 肼（N2H4）又称联氨，是一种可燃性的液体，可用作火箭燃料.

（1）已知在298 K、101 kPa时，32.0 g N2H4在氧气中完全燃烧生成氮气，放出热量624 kJ，则N2H4完全燃烧反应的热化学方程式是 .

（2）若肼和强氧化剂液态H2O2反应，产生大量N2和水蒸气，并放出大量热.已知在此条件下0.4 mol肼与足量H2O2（l）反应放出256.652 kJ的热量，则该反应的热化学方程式为 ；若H2O（l）=H2O（g） ΔH=+44 kJ/mol，则16 g液态肼与足量的液态H2O2反应生成液态水时放出的热量是 kJ.

解析：（1）32 g 液体N2H4的物质的量恰为1 mol，25℃、101 kPa时生成液态水，热化学方程式即可书写成：

N2H4（l）+O2（g）=N2（g）+2H2O（l） ΔH=-624 kJ/mol

（2）生成水蒸气时，0.4 mol N2H4与足量H2O2反应放出256.652 kJ的热量，则同条件下1 mol N2H4与足量H2O2反应放出641.63 kJ热量，故其热化学方程式为：

N2H4（l）+2H2O2（l）=N2（g）+4H2O（g）

ΔH=-641.63 kJ/mol

H2O（l）=H2O（g） ΔH=+44 kJ/mol

当生成液态水时，其热化学方程式为：

N2H4（l）+2H2O2（l）=N2（g）+4H2O （l）

ΔH=-（641.63+44×4）=-817.63 kJ/mol

所以16 g液态肼（0.5 mol）与足量的液态H2O2反应，放出817.63 kJ/mol×0.5mol=408.815 kJ的热量.

答案：（1）N2H4（l）+O2（g）=N2（g）+2H2O（l） ΔH=

-624 kJ/mol

（2）N2H4（l）+2H2O2（l）=N2（g）+4H2O（g） ΔH=-641.63 kJ/mol 408.815

例3 根据下列条件计算有关反应的焓变：

（1）已知：Ti（s） +2Cl2（g） = TiCl4（l）

ΔH = -804.2 kJ・mol-1

2Na（s） +Cl2（g） = 2NaCl（s） ΔH = -882.0 kJ・mol-1

Na（s） = Na（l） ΔH=2.6 kJ・mol-1

则反应TiCl4（l） +4Na（l） = Ti（s） +4NaCl（s）的ΔH = kJ・mol-1.

（2）已知：2H2（g）+O2（g）=2H2O（g）

ΔH=-483.6 kJ・mol-1

N2（g）+3H2（g）=2NH3（g） ΔH=-92.4 kJ・mol-1

N2（g）+O2（g）=2NO（g） ΔH=-180.5 kJ・mol-1

则反应6NO（g）+ 4NH3（g）= 5N2（g）+ 6H2O（g）的ΔH= .

（3）已知下列反应数值：（见表2）

表2

反应

序号化学反应反应热

①Fe2O3（s）+3CO（g）=2Fe（s）+3CO2（g）ΔH1=-26.7 kJ・mol-1

②3Fe2O3（s）+CO（g）=2Fe3O4（s）+CO2（g）ΔH2=-50.8 kJ・mol-1

③Fe3O4（s）+CO（g）=3FeO（s）+CO2 （g）ΔH3=-36.5 kJ・mol-1

④FeO（s）+CO（g）=Fe（s）+CO2（g） ΔH4

则反应④的ΔH4=kJ・mol-1.

解析：（1）由已知反应得：

TiCl4（l）= Ti（s） +2Cl2（g） ΔH=+804.2 kJ・mol-1 ①

4Na（s） +2Cl2（g） = 4NaCl（s） ΔH=-1764.0 kJ・mol-1 ②

4Na（s） = 4Na（l） ΔH=10.4 kJ・mol-1 ③

将①+②-③得：TiCl4（l） +4Na（l） = Ti（s） +4NaCl（s）

ΔH=+804.2 kJ・mol-1-1764.0 kJ・mol-1-10.4 kJ・mol-1=-970.2 kJ・mol-1

（2）由已知反应得：

6H2（g）+3O2（g）=6H2O（g） ΔH1=-1450.8 kJ・mol-1 ①

2N2（g）+6H2（g）=4NH3（g） ΔH2=-184.8 kJ・mol-1 ②

3N2（g）+3O2（g）=6NO（g） ΔH3=-541.5 kJ・mol-1 ③

①-②-③得：6NO（g）+ 4NH3（g）= 5N2（g）+ 6H2O（g）

ΔH=（-1450.8+184.8+541.5） kJ・mol-1=-724.5 kJ・mol-1

（3）将（①×3-②-③×2）/6得：

FeO（s）+CO（g）=Fe（s）+CO2（g）

则：

ΔH 4=（ΔH 1×3-ΔH 2-ΔH 3×2）/6=7.3 kJ・mol-1

第2篇：化学反应与能量范文

认识化学反应中能量变化并不等同于化学反应中热量的释放与吸收。化学反应中的能量变化，可以以不同的能量形式呈现，如热、光的释放和吸收，电能、电磁波的释放和吸收等。许多化学反应伴随有热量的放出和吸收，在这些反应中，能量的变化也不一定全都以热量的形式呈现。注意帮助学生区分吸热反应与需要加热引发的化学反应。认识可逆反应的正反应和逆反应在能量变化上的区别。不要求学习热效应、燃烧热、中和热、焓变等概念。利用热化学方程式进行有关化学反应中热量的计算时，不涉及盖斯定律的内容。教材通过“你知道吗”栏目，让学生交流和讨论，利用日常生活中观察到的现象认识物质能量转化四处可见、形式多样。在探讨化学反应放热、吸热本质时，要使学生明确三点：1.热量变化是化学反应中能量变化的主要表现形式；2.化学反应过程中的能量守恒；3.化学反应在发生过程中是吸热还是放热，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。引导学生从能量变化的高度来学习节内容。

【学习目标】

1、认识化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因；

2、了解化学反应中热量变化的实质；

3、通过生产生活中的实例，了解化学能和热能的相互转化；

【重点】

化学能与热能之间的内在联系以及化学能与热能的相互转化。

【难点】

从本质上（微观结构角度）理解化学反应中能量的变化，从而建立起科学的能量变化观。

【教学方法】学生自学阅读、教师归纳

【课时安排】

第1课时

【教学过程】

〖导入〗1、化学反应按反应物和生成物的种类分可分为：化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应

2、化学反应按是否有电子转移可分为：氧化还原反应、非氧化还原反应

3、化学反应按是否有离子参加可分为：离子反应、非离子反应

4、化学反应按是否有热量的放出和吸收可分为：放热反应、吸热反应

〖引导阅读〗课本32页

〖提问〗“你知道吗？”

〖板书并讲解〗一、化学反应中的热量变化

1、化学反应的基本特征

（1）都有新物质生成，常伴随能量变化及发光、变色、放出气体、生成沉淀等现象发生。

（2）能量的变化通常表现为热量的变化。

2、化学反应的本质（实质）

旧化学键的断裂和新化学键的形成

〖指导阅读〗课本33页活动与探究

3、化学反应按热量的变化分类

（1）概念

放热反应：有热量放出的化学反应；

吸热反应：吸收热量的化学反应；

（2）分类

放热反应：放出热量的反应〔∑E（反应物）＞∑E（生成物）〕

化学反应

吸热反应：吸收热量的反应〔∑E（反应物）＜∑E（生成物)〕

〖补充讲解〗化学反应遵循着能量守恒定律：反应物的总能量+断键时吸收的总能量=生成物的总能量+成键时放出的能量

〖练习一〗判断下列反应是放热反应还是吸热反应

C（s）+CO2（g）2CO（g）

Ba(OH)28H2O（s）+2NH4Cl（s）=BaCl2（aq）+2NH3（g）+10H2O（l）

Zn+H2SO4=ZnSO4+H2

C（s）+H2O（g）CO（g）+H2（g）

〖板书〗4、常见的放热、吸热反应

（1）放热反应：a、所有燃烧反应；b、酸碱中和反应；c、金属与酸生成气体的反应；d、大多数的化合反应

（2）吸热反应：

a、C（s）+CO2（g）2CO（g）；

b、Ba(OH)28H2O（s）+2NH4Cl（s）=BaCl2（aq）+2NH3（g）+10H2O（l）

c、C（s）+H2O（g）CO（g）+H2（g）

d、大多数的分解反应

〖练习〗关于吸热反应和放热反应，下列说法中错误的是（A）

A、需要加热才能进行的化学反应一定是吸热反应

B、化学反应中能量变化，除了热量外，还可以是光能、电能等

C、化学反应过程中的能量变化，也服从能量守恒定律

D、反应物的总能量高于生成物的总能量时，发生放热反应

〖指导练习〗课本33页“问题解决”

〖总结〗化学反应伴随能量变化是化学反应的一大特征。我们可以利用化学能与热能及其能量的相互转变为人类的生产、生活及科学研究服务。化学在能源的开发、利用及解决日益严重的全球能源危机中必将起带越来越重要的作用，同学们平时可以通过各种渠道来关心、了解这方面的进展，从而深切体会化学的实用性和创造性。

〖作业〗预习热化学方程式的书写要求；完成巩固练习

【教后感】

①教师如何引导学生学会利用图表和设计实验探究化学反应中的热量变化；

第3篇：化学反应与能量范文

1、使学生了解化学反应中的能量变化，了解吸热反应和放热反应。

2、常识性介绍燃烧的条件，明确燃料完全燃烧的方法和意义。

(二)能力目标

学习图表表示吸热反应和放热反应中能量变化的方法，培养观察分析实验、阅读图表的能力。通过研究性课题学习调查研究的方法，培养实践和创新能力。

(三)情感目标

通过对家庭所用燃料问题进行专题调查，培养学生理论联系实际的科学态度和节约能源、保护环境的意识。

教学重点：化学反应中的能量变化，吸热反应和放热反应

教学难点：：对化学反应中的能量“贮存”和“释放”的理解。

教学方法：边讲边实验

教学过程：

[引言]在我们所学过的化学反应中，有的化学反应是为了制取某些物质的，比如：实验室制取H2：Zn+H2SO4=ZnSO4+H2，而有的化学反应是为了利用化学反应所释放的能量，比如：炭的燃烧和氧炔焰中所发生的化学反应。化学反应所放出的能量是当今世界上最重要的能源，如煤、石油、天然气等化石燃料燃烧所产生的热量。

请同学看书P191-14，所以研究化学反应及其能量变化是非常重要的。

[板书]第三节化学反应中的能量变化

一、化学反应中的能量变化

请同学们举出见到的放热反应和吸热反应实例。

[实验]四人一组做课本实验1-3、1-4

请同学们归纳实验现象。

[小结]化学反应中的能量变化常表现为热量的变化，铝片与盐酸反应、燃料的燃烧都要放出热量，这类反应叫做放热反应;Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应要吸收热量，这类反应叫做吸热反应。

放热反应：放出热的化学反应

[板书]化学反应

吸热反应：吸收热的化学反应

[讨论]为什么有的化学反应会放出热量，而有的化学反应却需要吸收热量呢?

[小结]：

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、反应中要遵循能量守恒。

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。如果二者能量比较接近，则放热和吸热不明显。

[板书]∑E(反应物)>∑E(生成物)——放热反应(能量释放)

∑E(反应物)<∑E(生成物)——吸热反应(能量贮存)

反应热=反应物的总能量—生成物的总能量

[板书]二燃料的充分燃烧

[学生阅读]教材相关内容

思考下列问题

1、燃料充分燃烧的条件是什么?

2、燃料不充分燃烧会造成怎样的后果?

3、为使燃料充分燃烧，要充入足够多的空气。是否空气越多越好?

4、增大燃料与空气接触面积可采取哪些措施?

5、煤直接燃烧会对环境造成哪些污染?

6、高效、清洁利用煤炭的重要途径有哪些?

[师生活动]师生共同讨论，得出结论。

[板书]使燃料充分燃烧通常需要考虑两点：

一是燃烧时要有足够的空气;二是燃料与空气要有足够大的接触面。

[讨论]1、煤易自燃，如何防止煤自燃?

2、怎样使煤燃烧更充分?

3、常用的灭火材料有哪些?

[讲述]从环境保护方面考虑，发展洁净煤技术、减少污染物的排放、提高煤炭利用率，已成为我国及国际上的一项重要研究课题。

[练习]

1、下列说法正确的是：()

A、化学反应中的能量变化，通常表现为热量的变化

B、反应物的总能量高于生成物的总能量时发生吸热反应

C、Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应是放热反应

D、木炭在氧气中的燃烧是吸热反应

2、下列说法中，正确的是()

A、如果某一反应的反应物能量总和高于生成物能量总和，则该反应是吸热反应

B、我国目前使用最多的燃料是酒精

C、煤炭直接燃烧不仅产生大量烟尘，而且生成SO2，导致酸雨的形成

D、煤经过处理后制得水煤气、干馏煤气等，可提高燃烧效率和减少环境污染

3、1998年出现的全球温度大幅度升高，产生了显著的“厄尔尼诺”现象，干旱和暴雨灾难危害了许多地区。为了防止气候变暖的进一步恶化，联合国环境保护组织于1998年通过大会要求各国减少工业排放量的气体是()

A、二氧化硫B、二氧化碳C、氮的氧化物D、氟里昂

4、能源可分为一级能源和二级能源，自然界中以现成形式提供的能源称为一级能源，需依靠其它能源的能量间接获得的能源称为二级能源。下列叙述正确的是()

A、电解是二级能源B、水力是二级能源

第4篇：化学反应与能量范文

在化学反应中，物质发生化学变化的同时，还伴随有能量的变化，通常以热能的形式表现出来，称为反应热。这种化学反应的热效应（反应中吸收或放出的热量）可用热化学方程式来表示。在旧教材中热化学方程式是这样表示的：

C（固）+O2（气）=CO2（气）+393.5kJ

上式表示标准状态（即反应体系在压强为101kPa和温度为25℃时的状态）下，1mol固态碳和1mol氧气反应生成1mol二氧化碳气体时放出393.5kJ的热量。这种表示方法的优点是写法直观，容易为学生所理解。但由于物质的化学式具有表示物种及其质量之意义，化学方程式揭示的又是物质的转化关系，而热化学方程式的这种表示方法把反应中物质的变化和热量的变化用加号连在一起是欠妥的。因此，“国标”规定，热量（Q）应当用适当的热力学函数的变化来表示，如用“T·ΔS”或“ΔH”表示（ΔS是熵的变化，ΔH是焓的变化）。

在中学化学中，一般仅研究在一定压强（即恒压条件）下，在敞开容器中发生的反应所放出或吸收的热量。因此根据热力学第一定律：系统在过程中的热力学能（旧称内能）变化“ΔU”等于传给系统的热量“Q”与外界对系统所作功“W”之和，即：ΔU=Q+W。当系统处于恒压过程时，则有：

QP=ΔH

式中“QP”叫恒压热，是指封闭系统不做除体积功以外的其他功时，在恒压过程中吸收或放出的热量。上式表明，恒压热等于系统焓的变化。所以，在中学化学所研究的范围之内，Q=QP=ΔH，这就是新教材中引入ΔH的依据。

二、引入ΔH后的热化学方程式表示方法

新教材引入ΔH这个物理量后，热化学方程式的表示方法同旧教材相比发生了如下变化。

1.根据《课程标准》，在热力学中将内能U改称为热力学能。其定义为：

ΔU=Q+W

对于热力学封闭系统，式中“Q”是传给系统的能量，“W”是对系统所做的功。Q、W都是以“系统”的能量增加为“+”来定义的。而旧教材中，Q是以“环境”的能量增加（或以“系统”的能量减少）为“+”来定义的，这样，旧教材中热化学方程式中反应热的“+”、“－”所表示的意义正好与《课程标准》的规定相反。因此，引入ΔH以后，当反应为放热反应时，ΔH为“－”或ΔH＜0（表明系统能量减少）；当反应为吸热反应时，ΔH为“+”或ΔH＞0（表明系统能量增加）。

2.在旧教材里，热化学方程式中物质的聚集状态用中文表示，如固、液、气等。根据《课程标准》，应当用英文字母（取英文词头）表示，如“s”代表固体（solid）、“l”代表液体（liquid）、“g”代表气体（gas）、“aq”表示水溶液（Aqueous　solution）等。

3.热化学方程式中反应热的单位不同。旧教材中反应热的单位是J或kJ，而ΔH的单位为J/mol或kJ/mol。

根据引入ΔH以后的这些变化，类似以下热化学方程式的表示方法已经废除：

C（固）+O2（气）=CO2（气）+393.5kJ

C（固）+H2O（气）=CO（气）+H2（气）－131.5kJ

正确的表示方法为：

在化学方程式中用规定的英文字母注明各物质的聚集状态。然后写出该反应的摩尔焓［变］ΔrHm（下标“r”表示反应，“m”表示摩尔）。实际上通常给出的是反应体系处于标准状态（指温度为298.15K，压强为101kPa时的状态）时的摩尔焓［变］，即反应的标准摩尔焓［变］，以“ΔrHm”表示（上标“”表示标准）。方程式与摩尔焓［变］间用“；”隔开。

三、ΔH的单位与反应进度

基于对中学化学知识的要求深度，新教材中没有引入“反应进度（ξ）”这个物理量。但应明确，ΔH的单位“kJ/mol”中的“mol”是指定反应体系的反应进度的国际单位制（简称SI）单位，而不是物质的量的单位。下面将对反应进度做一简单解释：

对于任何一个化学反应我们可以表示为：

νDD+νEE+…νFF+νGG+…

式中νD、νE、νF、νG表示所给化学反应式中各物质的化学计量数，是无量纲的，对反应物ν取负值，对生成物ν取正值，在如下反应中：

νDD　+　νEE　=　νFF　+　νGG

当t=0，ξ=0　nD′ nE′ nF′ nG′

当t=0，ξ=ξ　nD nE nF nG

则反应进度定义为：

ξ=■-nB′（B代表任一组分）

由此可见：ξ=■

在此所定义的反应进度，显然只与指定反应系统的化学方程式的写法有关，而与选择系统中何种物质B无关。反应进度与物质的量具有相同的量纲，SI单位为mol。由于ξ的定义与νB有关，因此在使用ξ及其与此相关的其他物理量时必须指明化学方程式，否则是无意义的。反应进度是研究化学反应过程状态变化的最基础的物理量。由于化学中引入了此量，使涉及化学反应的量纲和单位的标准化大大前进了一步，也很好地解决了一系列物理量在量纲上出现的困难和矛盾。

第5篇：化学反应与能量范文

一、初中用高中知识“下凡”，讲清“知其然”，实现启下衔接

1.反应类型

初中的四类化学反应类型是根据表面形式划分的，在内容上要讲清分类的实质特点：化合反应是“多和一”；分解反应是“一分多”；置换反应是某一位置的替换，讲清阳离子置换特点，如Zn+2HCl=ZnCl2+H2，对应高中阴离子置换，如Cl2+2KBr=2KCl+Br2；复分解反应是分解反应的复合，两个反应物都分解，如：BaCl2+Na2SO4=2NaCl+BaSO4，BaCl2和Na2SO4阴、阳离子都分开再重新结合。

在学生学习中，化合反应、分解反应较易掌握，置换反应、复分解反应则相对困难，要到高中氧化还原反应和离子反应学完才能真正理解。初中阶段的教学，可在学生能接受的程度上渗透一点高中知识帮助学生理解。

如关于置换反应的教学，通过“金属活动顺序”把握置换反应的规律及化学反应方程式的书写，则是利用了高中的氧化还原反应规律。在教学中讲清“原位置的替换”，在理解上建议以溶液、离子知识为基础，渗透一些高中氧化还原反应和离子反应的知识，有利于优等生的智力开发。如Zn与盐酸反应，盐酸在溶液中是以H+、Cl-的形式存在，HCl中的H+反应形成了H2，Cl-与Zn变成的Zn2+结合形成了ZnCl2，实现了HCl变成ZnCl2和H2的过程。为什么Zn变成了Zn2+，H+反应形成了H2？简单点化“Zn变成了Zn2+的过程中失去电子，H+变成了H2的过程中得到电子”。悬念启发使学生得到思维的训练，产生进一步学习的求知欲望。“知其然”是强行入轨，“知其所以然”才是素质教育的体现。将高中“氧化还原反应”知识“下凡”，实现初中“置换反应”的承上过渡和高中“氧化还原反应”的启下衔接。

2.反应原理

（1）从化学反应的规律着手，初步认识反应特点

初中化学知识内容简单，学生掌握知识的层次处于表层，不能从本质上理解概念、原理，常常生吞活剥、死记硬背结论，这给学生学习化学带来困难。在知识的理解、掌握、迁移等环节中，建议尝试使用高中知识，引导学生力所能及地从化学反应的规律着手，初步认识化学特点。如实验室制取常见气体的方法，有固+液（如H2）、固+固加热（如O2）、固+液加热（如CO2）。建议利用高中的知识，在复习中对O2、H2、CO2气体的实验室制法、反应原理、仪器装置等内容，根据制气模式认识特点、把握知识。

（2）从结构决定性质的特点着手，初步认识探究过程

初中对于元素及其化合物的学习是将各物质逐一介绍，如H2、O2、Fe的学习，是从它们与单质、化合物（酸碱盐）反应来串联知识的；高中则是从一类典型物质如碱金属、卤素的学习，过渡到“族、周期”整个物质系统的学习，通过物质结构上的相似与递变，认识它们在性质上的相似与递变。建议初中在学习原子核外电子的排布、离子化合物和共价化合物等概念后，采用探究程序来进行学习，即：探究物质的组成分析物质的结构预测物质的性质实验验证物质的性质。如学习三大强酸中硫酸的性质时，可通过置换反应、复分解反应、离子化合物等知识，探究硫酸的组成（H2SO4）分析H2SO4的结构（H+、SO42-）预测硫酸的性质（酸性：与金属锌发生置换反应、与氧化物Fe2O3、碱Cu（OH）2、盐BaCl2发生复分解反应）实验验证硫酸的性质。

3.实验测算

初中以相对原子、分子质量进行计算，理论根据是什么？

（1）利用高中摩尔质量比的方法引入质量比

从以上分析看出，相对原子量比与质量比的实质和表现相同，可以将质量比“下凡”至初中阶段，叙述如下：将原来“4份H2与32份O2反应生成36份H2O”，具体为“4gH2与32gO2反应生成36gH2O”。引入质量单位后使初中的质量计算顺理成章，亦成功过渡到高中的多种物理量混合计算。

（2）计算带入单位，为高中多种物理量混合计算奠定基础

现在初中教材中已将单位带入计算式进行运算，但往往没有受到教师的足够重视，但一旦不良习惯养成，到高中多种物理量混合计算时这种不带单位的习惯易造成计算混乱。

二、高中以初中知识“升华”，讲清“知其所以然”，实现承上过渡

高中用初中知识承上过渡，通过旧知识的迁移，使新知识不“新”，去掉神秘面纱，增加亲密度，实现难点分散和化解。

1.反应类型

高中的化学反应类型有无机反应与有机反应两类，有根据表面形式划分的、也有根据实质内容定义的。氧化还原反应和离子反应是置换反应、复分解反应的升华延伸；取代反应、脱水反应（消去反应）、酯化反应等有机反应与初中的无机反应区别较大。

（1）离子反应以初中复分解反应条件为切入点

关于离子反应的教学，以初中复分解反应的知识点承上过渡，教学的切入点是复分解反应的条件，同时引入电离及强弱电解质的概念，从离子反应的角度揭示复分解反应的本质，完成离子反应知识点的扩充（参见表1）。

表1 复分解反应条件衍伸离子反应条件的比较

（2）利用金属置换反应引入非金属置换反应

例如，高中的非金属置换反应，指卤素间的置换，如

Cl2+2KI=2KCl+I2

2.反应原理

（1）理解生成物的产生原理

例如，金属钠与非金属O2反应，初中介绍钠与O2常温反应形成常规氧化物Na2O，O原子得到2个电子形成O2-。高中介绍钠在空气（O2）中燃烧形成Na2O2可作如下解释：由于反应剧烈，O2分子来不及破裂形成单个氧原子O，O2分子直接得到2个电子形成氧气离子O22-。把过氧化钠中过氧根离子从来源角度称为氧气离子，与氧离子形成对接，有利于知识的理解把握。

（2）渗透化学反应原理，理解记忆化学反应方程式

初中化学做为入门学科的限制，使学生习惯用记忆法去掌握方程式的书写；而高中方程式多、杂、乱的感觉，学生难以把握方程式的书写。高中教师要抓住学生学习心理，由经验记忆型向探索理解型转变，在教学方法上应引导学生从本质上理解所学内容。如钠的氧化物性质介绍，Na2O溶于H2O形成NaOH，Na2O2溶于H2O形成NaOH和O2，反应原理与过程叙述如下。

（3）以“点-线-面”升华知识网络，构筑知识体系

初中化学以点带面的介绍了中学化学的基础知识，给学生留下的印象是很零碎，而高中必须升华为知识系统，方能学生全面把握化学学习。例如，高中化学实验的教学目的，更多的是要解决化学实验的实践问题。对实验的现象、操作、原理等知识点进行比较、分类、归纳，形成“点-线-面”知识网络，建构知识体系，以便于思考问题时，大脑能及时搜索出有意义的信息解决问题。

如对于铝的性质实验的系统教学，展示给学生的是知识点金属Al、Al2O3、Al（OH）3、Al3+的性质，每个知识点根据化合价的递变关系和性质转换形成知识线。

在铝的知识线中整体反映Al、Al2O3、Al（OH）3的两性特点，这是铝元素在周期表中的位置决定的（介于金属与非金属之间），连接Na-Mg-Al-Si-P-S-Cl性质，形成铝元素在周期表中的知识面，整体形成铝元素“点-线-面”知识网络，建构铝的性质实验体系。

3.实验测算

（1）概念、公式记忆法升华，“理解不用记”

高中是学生记忆力、智力培养训练的重要阶段，多学科、大容量的知识学习，必须将原来以记忆为主的学习方法升华。在“理解记忆”法基础上提出“理解不用记”研究型教学模式，目的是强调“理解”、避免“死记硬背”，克服不理解而记忆的盲目性、不准确性。

①认识概念顾名思义。如“摩尔质量”：1摩尔的质量（口语表达）。

②理解公式定义着手。如1摩尔的质量怎么求解？2molAl物质的质量54g，则Al的摩尔质量是：54g/2mol=27g/m2。

③掌握公式口算反推。如题目求1.5molNa2CO3的质量，学生这样思考很容易掌握公式：1molNa2CO3的质量106g，1.5molNa2CO3的质量=1.5mol×106g/mol，所以公式：m=n·M。计算题运算时由算式反推公式，确保公式“不用记”能想出来。

④验证公式单位算出。如“计算24.5gH2SO4的物质的量是多少？”，你记忆的公式是否正确？可用单位算出。由质量m求物质的量n，即摩尔数，“质量—摩尔”自然联想摩尔质量M。由m与M求n，m与M能乘还是能除？看单位：g与g/mol只能是除：n=m/M。计算题运算时公式由物理量单位算出，确保公式“不用记”能运用无误。

（2）多种物理量混合计算法升华，“一步到位”

以初中方程式质量计算为基础，“升华”高中多种物理量混合运算的方法原理。

[例1]6.5gZn放入足量盐酸溶液中完全反应，计算生成氢气的体积（标准状况）。

多种物理量混合计算“一步到位”技能方法总结如下：

例1中的解法：给6.5g，就用6.5g直接计算，不要转换成0.1mol；求H2的体积，就直接设VH2，不要求出质量0.2g或物质的量0.1mol再转换成体积。这样不用转换而一步到位的比例式，使用了不同物理量的单位，一定要把单位带入，通过“比例上下单位统一”正确列出比例式。

教学中能否达到这些效果，需要教师的精心钻研，初中教师要研究高中教材，高中教师也要研究初中教材。在教师的引导下，通过相关知识的衔接，要让初中学生能从更高层次上来解读初中化学知识；要让高中学生能从初中基础知识中，迅速、自然接轨，进入高中阶段复杂、繁重的学习中。初、高中学生知识与技能的对接是一门教学艺术。初、高中化学实验教学的衔接，需要教师和学生的共同努力，转变教育观念、强化衔接意识是前提，重视化学的起始教育是基础，加强教材中实验内容的衔接是根本，注重实验教法的衔接是重点，加强实验过程与方法的衔接指导是关键，对学生情感的激发是保障[2]。真正做到三个方面的对接，才能驾驭中学的课程、教材与教法。

参考文献

第6篇：化学反应与能量范文

关键词：高中化学；平衡判断；方法和技巧

在高中化学的学习中，在学习化学平衡移动的分析与判断时，我们知道化学平衡就是说，在一定的宏观条件下，反应物与生成物的浓度不发生改变，化学正逆反应速率相等的可逆反应。然而，这一问题需要一些方法与技巧，来解决化学平衡的问题。其实，一套有效的化学平衡判断的方法和技巧，不仅可以有效地解决化学平衡问题，还是一种化学思维。

一、高中化学平衡的定义

在学习高中化学时所涉及的每一个可逆反应，在一定的宏观条件下达到平衡状态时，能够保证反应物与生成物的浓度不发生改变，其产生的值是一定的。化学反应体系内的各物质的浓度不再随着时间的改变而改变的平衡是化学反应平衡的标志。当化学平衡移动不再改变，达到平衡的状态时，反应物的浓度与生成物的浓度不再发生改变，则说明，平衡就没有发生移动。例如，在一个装满水的杯子中，加入多少水就会有多少水流出，加入的水和流出的水一直相等，化学反应平衡也是这样，经过化学反应生成的物质等于在化学反应中消耗掉的物质，因此，化学反应平衡移动中物质的量不发生改变。其平衡遵循化学平衡常数。

二、在高中化学中如何判断一个化学反应是否已达平衡

1.根据化学平衡的概念

在高中化学中，一定条件下的可逆反应，所形成的反应速率，正反应速率与逆反应速率是相等的，而且，反应混合物中各组分的浓度不再发生变化。也可以说，v（正）=v（逆），即为化学平衡。当一定条件下的可逆反应，某种物质的消耗速率与该物质的生成速率是相等的，那么，就说该化学反应达到平衡。由于反应速率之比与方程式系数之比是相等的，因此，在描述可逆反应达到平衡时，就必须描述正反应与逆反应的量之比等于方程式的系数比的化学平衡。

2.根据其他条件判断

首先，有气体参加或生成的反应，它们的平均摩尔质量M=m（总）/n（总）。如果全是气体，气体总物质的量m不变。例如，N2（g）+3H2（g）=2NH3（g）其平均摩尔质量M一定，可以说明该反应达平衡。其次，有固体或液体参加反应或生成，等体积与不等体积的气体的平均摩尔质量M一定，这时，可以说该反应达平衡。不过，也会有特殊的反应，像CO（g）+H2（g）=C（S）+H2O（g），当气体的平均摩尔质量M等于12g/mol，其平均摩尔质量M一定，不能说明该反应达平衡。当气体的平均摩尔质量M不等于12g/mol，其平均摩尔质量M一定，能说明该反应达平衡。最后，变化中生成的反应，这一般是发生在密闭容器中，然后是有气体参与或生成的可逆反应。其一，压强改变，浓度改变，速率改变，若v正≠v逆，则平衡移动。例如，N2（g）+3H2（g）=2NH3（g），在其他条件不变时，体积缩小■，压强增大并且是原来的2倍，生成物与生成物的浓度也分别是原来的2倍，致使正反应速率与正反应速率分别增大，可是增大的倍数不同，导致移动不平衡，使其正反应速率大于逆反应速率，也就是v正>v逆，使平衡正向移动。其二，压强改变，浓度改变，速率改变，但v正=v逆，则平衡不移动。其三，压强改变，但浓度不变，速率不变，v正=v逆，则平衡不移动。例如，N2（g）+3H2（g）=2NH3（g）达平衡后，使其温度与体积不发生变化，在这一条件下，在反应中冲入一定量He气，由于冲入的气体没能够引起生成物与反应物浓度的改变，所以，此反应的反应速率不改变，气体的总压强不发生改变，即v正=v逆，平衡不移动。其四，总压强不变，但浓度改变，则速率改变，且v正≠v逆，则平衡移动。

三、高中化学中平衡问题的两个注意点

在恒容条件下，如果不小心混入了稀有气体，那么稀有气体会参与反应，引起容器内的压强变大，然而，化学平衡却不发生变化。这主要是因为在稀有气体参与反应时，不能够引起生成物与反应物中的浓度发生改变，因此，化学平衡移动继续保持平衡。除此之外，如果在化学平衡移动反应中，添加催化剂，虽然，可以让反应的速率加快，改变达到平衡的时间，但是，化学反应的平衡不会发生改变。这主要是因为催化剂也不会使生成物与反应物的浓度发生改变，也就是说，化学平衡也不会出现移动，保持在平衡状态。当学习这一内容时，应谨慎对待，避免出现失误。

综上所述，是对高中化学中化学平衡移动的分析与判断，致使学生学习到更加丰富的有关化学平衡的相关知识。总之，高中化学平衡移动的问题是高中化学学习中的重点，需要得到教师与学生的一致重视。

第7篇：化学反应与能量范文

一、化学反应速率

例1（2009年山东）2SO2（g）+O2（g）

V2O5

2SO3（g）是制备硫酸的重要反应.下列叙述正确的是（ ）

（A） 催化剂V2O5不改变该反应的逆反应速率

（B） 增大反应体系的压强，反应速度一定增大

（C） 该反应是放热反应，降低温度将缩短反应达到平衡的时间

（D） 在t1、t2时刻，SO3（g）的浓度分别是c1、c2，则时间间隔t1～t2内，SO3（g）生成的平均速率为v=

c2-c1t2-t1.

解析：催化剂可同等程度改变正逆反应的速率，（A）错.如果是通入无关气体增大了体系压强，各物质浓度未变，反应速率不变，（B）错；降温，反应速率减慢，达到平衡的时间增多，（C）错.答案为（D）.

解题策略：计算反应速率主要是利用公式v=

.若需再求其它物质表示的反应速率，则根据“不同物质表示的反应速率之比等于相应物质的化学计量数之比”这一关系即可得到.在判断化学反应速率的变化时，则需要理解几个外界因素的影响情况进行，注意不能将其与平衡移动相混淆.

命题方向：（1）计算与影响因素结合考查；（2）判断反应进行的快慢；（3）根据影响反应速率的时间变化曲线图象，提出合理的解释或定量计算，或者是与数学、物理学科间的综合等.

二、化学平衡状态

例2（2009年上海，有删减）铁和铝是两种重要的金属，它们的单质及化合物有着各自的性质.

（1）在一定温度下，氧化铁可以与一氧化碳发生下列反应：

Fe2O3（s）+3CO（g）2Fe（s）+3CO2（g）

②该温度下，在2 L盛有Fe2O3粉末的密闭容器中通入CO气体，10 min后，生成了单质铁11.2 g，则10 min内CO的平均反应速率为 .

（2）请用上述反应中某种气体的有关物理量来说明该反应已达到平衡状态：

解析：（1）

（2）化学平衡的根本特征是 正= 逆，其表现为反应物和生成物的浓度、质量、百分含量不随时间变化，注意不能考虑固态或纯液态的物质.前后体积变化的可逆反应还可通过压强来判断是否平衡，若反应中含有色气体，还可通过气体的颜色变化来判断.

答案：（1）②0.015mol·L-1·min-1

（2）①CO或（CO2）的生成速率与消耗速率相等；②CO（或CO2）的质量不再改变.

例3（2009年广东省）取5等份NO2 ，分别加入温度不同、容积相同的恒容密闭容器中，发生反应：

2NO2（g）N2O4（g），ΔH

反应相同时间后，分别测定体系中NO2的百分量（NO2%），并作出其随反应温度（T）变化的关系图.下列示意图1中，可能与实验结果相符的是（ ）

解析：恒容状态下，在五个相同的容器中同时通入等量的NO2，反应相同时间，有两种可能：一是已达到平衡状态，二是还没有达到平衡状态，仍然在向正反应移动.若5个容器在相同时间下均已达到平衡，则由于该反应是放热反应，温度越高，平衡向逆反应方向移动，NO2的百分含量随温度升高而升高，所以（B）正确.若5个容器中有未达到平衡状态的，则NO2%在达到平衡前仍然应该逐渐减小，达到平衡后，则由于温度升高，平衡逆向移动，NO2%又会逐渐增大，（A）图中最高点、（D）图中最低点都为平衡状态，左边则为未平衡状态，右边则为平衡状态，（A）错误，（D）正确.答案为

（B）、（D）.

解题策略：判断化学反应是否达到平衡应抓住化学平衡状态的定义，主要以“等”和“定”来判断.另外还要注意一些特殊的判断因素，如气体的颜色、气体的总压强、总物质的量、混合气体的平均相对分子质量、混合气体的密度等.不论应用哪种因素进行判断，都要看反应前后这些量是否由“变化到不变化”，如是，则可判断，如不是，则不能判断.

命题方向：以前的高考中，主要以选择题的形式考查平衡状态的判断，预计未来的命题方向是：（1）根据已知选项进行选择；（2）根据方程式进行填空；（3）通过有关计算来确定；（4）根据图象进行判断，如图象中的拐点、极点、交叉点等.

三、化学平衡移动

例4（2008年天津）对平衡CO2（g） CO2（aq）；ΔH=-19.75 kJ·mol-1，为增大二氧化碳气体在水中的溶解度，应采用的方法是（ ）

（A） 升温增压 （B） 降温减压

（C） 升温减压 （D） 降温增压

解析：该反应是一个气体体积减小的放热反应，要使CO2溶解度增大，即使平衡正向移动，应降低温度、增大压强，故答案为（D）.

解题策略：分析题中的影响因素，联想此因素对化学平衡移动的影响，作出正确的判断.判断时要注意一些特殊变化.

命题方向：应用平衡移动原理判断平衡移动的方向以及由此引起的转化率、各组分的百分含量、气体的体积、压强、密度、混合气体的平均相对分子质量、气体的颜色等变化，或它们的逆向思维是高考命题的重点；把化学平衡的移动与生产生活、科研、化学现象等实际问题相结合，考查学生应用理论分析问题和解决问题的能力将会是命题的热点.

四、平衡图象

例5（2008年全国Ⅰ）已知：

4NH3（g） + 5O2（g） = 4NO（g） + 6H2O（g）

该反应是一个可逆反应，若反应物起始的物质的量相同，下列关于该反应的示意图2不正确的是（ ）

解析：4NH3（g）+5O2（g）=4NO（g）+6H2O（g），ΔH=-1025 kJ·mol-1，该反应是可逆反应，是一个气体体积增大的放热反应.因此，温度越高，反应速率越快，达到平衡的时间越短；升高温度时，平衡向逆反应方向移动，NO的含量降低，故（A）正确，（C）错误.增大压强，反应速率加快，达到平衡的时间缩短，平衡向逆反应方向移动，NO的含量降低，故（B）正确.加入催化剂，反应速率加快，达到平衡时的时间缩短，但NO的含量不变，故（D）正确.答案为（C）.

例6（2009年安徽）汽车尾气净化中的一个反应如下：

在恒容的密闭容器中，反应达平衡后，改变某一条件，下列示意图3正确的是（ ）

解析：由题给信息知，该反应为放热反应.温度升高，平衡逆向移动，化学平衡常数减小，CO转化率减小，（A）、（B）错.化学平衡常数只和温度有关，与其他条件无关，（C）正确.增大N2的物质的量，平衡逆向移动，NO转化率降低，（D）错.答案为（C）.

解题策略：（1）看图象：一看面（横坐标与纵坐标），二看线（走向、变化趋势），三看点（交点、拐点），四看要不要作辅助线（如等温线、等

压线）；五看定量图象中有关量的多少.（2）作判断：利用外界条件的改变对化学反应速率和化学平衡的影响规律，结合化学反应方程式的特点将图象中表现的关系与所学规律对比，作出符合题意的判断.当图象中有三个量时，先确定一个量不变再讨论另外两个量的关系.

第8篇：化学反应与能量范文

【关键词】“差量法” 质量差法 体积差法

学习化学过程既是掌握知识的过程，也是人的思想深化、发展的过程，化学的学习不仅要掌握一些基本的知识和基本的技能，而且还要培养学生的能力。在深入研究的过程中，往往需借助于定理研究才能得到正确的、具有深刻意义的结论。因此无论在教科书中还是近年的高考中，定量题都占有相当的比例（占30%以上），所以理科生必须加强和提高化学计算技能。中学计算中常见的技巧和方法的好几种，其中“差量法”当属最优秀的方法之一。

一、差量法的概念和分类

所谓“差量”就是指一个过程中某物质始态量的差值。与“差量”就是指一个过程中某物质始态量与终态量的差值。与“差量”有关的计算的方法就称为差量法。一般差量法分三类：质量差法、体积差法、物质的量差法。由于物质的量差大部分用于气体，，而在相同条件下气体的体积比等于物质的量之比，所以在讲题时一般把体积差和物质的量之差归于同一类，这样的差量法就是有两类即质量差法和体积差法。

差量法解题的原理： 设反应：A+B=C 质量差

a c a-c（或c-a）

x y x-y

也就是说，在化学反应前后，物质的质量差和参加该反应的反应物或生成物的质量成正比例关系，这就是根据质量差进行化学计算的原理。

差量法解题的步骤

1.审清题意，分析产生差量的原因。

2.将差量写在化学反应方程式的右边，并以此作为关系量。

3.写出比例式，求出未知数。

（一）质量差法

以一个过程中某物质始态质量与终态质量的差值来进行计算的方法。

1、理论依据：

我们以下题为例来解讲质量差法的理论依据，例（1）：把1克含脉石（SiO2）的黄矿样品在氧气中灼烧，把反应完全后所得残渣称量，发现质量减轻0.22克，则此黄铁矿的纯度为多少？根据题意知：SiO2和氧气不反应，FeS2和O2完全反应生成Fe2O3 和SO2，所以反应前的混合物为SiO2和Fe2O3，即由于FeS2反应生成Fe2O3而导致质量的减轻，而根据题意我们又必须求出反应前FeS2的质量，那么质量减轻与参加反应的FeS2又呈现什么关系呢？（反应略）

可以看出参加反应的反应物的质量与生成物的质量与反应前后的质量差成正比。

2、关键数值：

知道了参加反应的反应物的质量（或物质的量）或生成物的质量（或物质的量）与反应前后的质量差成正比后，不仅又会想到，质量差法中的差量到底“谁与谁的质量差”、“比值又是会多少”。

3、适用范围

用差量法解题的题目的特点是反应前后实际上起变化的只有一种物质，而对于反应前后有多种物质变化的题目，差量法只能望而兴叹了。

（二）体积差法

以反应前气态物质总体积与反应后气态物质总体积的差值来进行计算的方法。（其理论依据及关键数值皆可用质量差法类推）。

1、理论依据：

根据参加反应的气态反应物的总体积与气态生成物的总体积的差与任一反应物（或生成物）的体积（或物质的量）成正比。

2、关键数值法

体积差法和关键数值为“体积差”与任一反应物（或生成物）的比值。

3、适用范围：

用体积差法解题的题目的特点是必须有气体参加或生成气体的反应。

二、差量法的优点与技巧

1. 原理：对于任意一个化学反应，涉及到各物质的数量间，一般都有一定的关系.如任取两种物质的物理量，分别为x，y。 当x 值增大或减小时，y也成比例地变化.且x与y的差值也呈相应变化。

数学表达式为： = =

2. 注意： ① x、y可表示物质的质量、物质的量、气体体积等，因而差量可指质量之差（m）物质的量之差（n）或气体体积之差（V）等。

② 分清“差量”是增还是减.在较复杂的情况，存在多个反应，可能差量的增减方向并不一致，这就要取其代数和.若方向相同，则总差量等于各个分差量之和。

③ 正确分析形成差量的原因，找出对应的根据方程式得出的“理论差量”是差量法解题的关键。

3. 优点：只与反应前后相应的差量有关，不必追究各成分在反应前和后具体的量。能更深刻地抓住本质，提高思维能力。同时用“差量法”可节省繁琐的中间过程，使题目简单化，提高了解题的速度，而且提高了解题的正确率。

第9篇：化学反应与能量范文

关键词：金属；元素化合物；易错点

金属元素及其化合物涉及物质主要包括碱金属（以钠为主）、镁、铝、铁、铜元素的单质及其化合物。纵观近年高考试题，涉及重要金属及其化合物的分数占有相当大的比例，且常以考查化学基本概念、实验设计和化学计算等形式出现。学习这部分知识时既要将共性的性质扎实掌握，又应该将特殊性及性质差异牢记，这样才能在解答这部分知识试题时不失分或少失分。结合近几年教学情况，将金属元素及其化合物部分易错点总结如下：

1.金属活泼性比较

误点：金属A不能从金属B的盐溶液中置换出金属B，则金属A的活泼性不如金属B强。

辨析：出现这类错误的原因是未考虑某些金属的特殊性，如活泼金属钾、钙、钠投入不活泼金属的盐溶液中，钾、钙、钠与水反应生成强碱和氢气，生成的碱再与盐反应生成新碱和新盐。

例1.将一小块钠放入下列溶液中，既能产生气体又能生成白色沉淀的是

A.硝酸铜溶液 B.稀硫酸

C.氯化钠溶液 D.氯化镁溶液

解析：在考虑钠与酸、碱、盐水溶液反应的问题时，注意钠与水反应的同时，还要考虑生成的NaOH与溶液中溶质的反应。钠与四种溶液反应都生成氢气，硝酸铜溶液中会有蓝色沉淀生成，只有氯化镁溶液中可生成白色沉淀。答案：D。

例2.（2011重庆理综卷）下列叙述正确的是

A.Fe分别与氯气和稀盐酸反应所得氯化物相同

B.K、Zn分别与不足量的稀硫酸反应所得溶液均呈中性

C.Li、Na、K的原子半价和密度随原子序数的增加而增大

D.C、P、S、Cl的最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强

解析：铁属于变价金属，与强氧化剂反应生成Fe3+，与弱氧化剂反应生成Fe2+，氯气属于强氧化剂，盐酸属于非氧化性酸，因此选项A不正确；当硫酸不足时，Zn和K均过量，但过量的K会继续和水反应生成KOH而呈碱性，B不正确；同主族元素自上而下，随着核电荷数的增加电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，密度也逐渐增大，但Na的密度大于K的密度，C不正确；C、P、S、Cl的非金属性逐渐增强，所以其最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强，D正确。答案：D。

2.金属铝与NaOH溶液反应本质的理解

误点：Al与NaOH溶液反应中H2O和NaOH都作氧化剂

辨析：铝与氢氧化钠溶液反应的实质是：铝先与水反应生成Al（OH）3和氢气，然后Al（OH）3再与NaOH发生复分解反应，其得失电子情况分析如下：

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例3.有关Al与NaOH溶液的反应的说法中，正确的是

A.铝是还原剂，其氧化产物是Al（OH）3

B.NaOH是氧化剂，其还原产物是H2

C.铝是还原剂，H2O和NaOH都是氧化剂

D.H2O是氧化剂，Al被氧化

解析：Al和NaOH溶液反应时，Al为还原剂，水为氧化剂，NaOH作为碱参与反应，所以H2为还原产物，Al（OH）3为氧化产物。答案：A、D。

3.金属与强氧化性酸的反应

误点：金属与强氧化性酸反应不会有H2生成。

辨析：金属与强氧化性酸反应时，条件不同或反应物用量不同，反应产物往往也不同。

例如：

3Fe（过量）+8HNO3（稀）=3Fe（NO3）2+2NO+4H2O

Fe（少量）+4HNO3（稀）=Fe（NO3）3+NO+2H2O

Fe与浓硫酸加热反应先生成SO2气体，待浓硫酸变稀后，Fe又与硫酸反应生成H2。但Cu与浓硫酸反应仅生成SO2气体，没有H2生成。Cu与浓硝酸反应也是先生成NO2气体，待浓硝酸变稀后又生成NO气体。Fe、Al遇稀H2SO4、稀HNO3发生氧化还原反应，遇冷的浓H2SO4、浓HNO3发生钝化现象，金属的钝化属于化学变化。

例4.将一定量的锌与100mL 18.5mol/L浓硫酸充分反应，锌完全溶解，同时生成气体A 16.8L（标准状况），将反应后的溶液稀释到1L，测得溶液的pH=0，则下列叙述中错误的是

A.气体A为二氧化硫和氢气的混合物

B.气体A中二氧化硫和氢气的体积比为4∶1

C.反应中共消耗锌97.5g

D.反应中共转移电子1.5mol

解析：锌和浓硫酸反应先生成SO2，浓硫酸变稀后生成H2。将反应后的溶液稀释到1L，测得溶液的pH=0，则c（H+）=1mol/L，n（H+）=1×1=1mol

共含硫酸物质的量=0.1×18.5=1.85mol，剩余硫酸物质的量=1/2=0.5mol，所以消耗硫酸1.35mol，生成气体16.8/22.4=0.75mol，设生成SO2物质的量为x，氢气为y：

Zn+2H2SO4=ZnSO4+SO2+2H2O Zn+H2SO4=ZnSO4+H2

2mol 1mol 1mol 1mol

2x x y y

可得2x+y=1.35 x+y=0.75，解得x=0.6mol，y=0.15mol所以A、B对；消耗锌为65×（x+y）=65×0.75=48.75g，C错；转移电子2×（x+y）=1.5mol，D对。

例5.（2012重庆理综化学卷7）下列叙述正确的是

A.Fe与S混合加热生成FeS2

B.NaHCO3的热稳定性大于Na2CO3

C.过量的铜与浓硝酸反应有一氧化氮生成

D.白磷在空气中加热到一定温度能转化成红磷

解析：S的氧化性比氯气弱，与铁反应生成FeS，故A错；碳酸盐稳定性Na2CO3强于NaHCO3，B不正确；过量的铜与浓硝酸反应随着硝酸浓度的降低会有一氧化氮生成；白磷转化为红磷的条件是隔绝空气加热，D错误。答案：C。

4.忽视物质的溶解性而造成错误

在物质发生反应时，经常会出现可溶物转变成难溶物或难溶物转变成可溶物的情况，即使是可溶物也有一定的溶解度，因此在化学反应过程中，确定物质的各种浓度时，均必须注意物质的溶解情况。部分考生常因忽视物质的溶解性而造成失分。

例6.室温时，将下列物质各5g，分别投入100g水中，，充分搅拌后，所得溶液中溶质的质量分数最小的是

A.CaO B.Na2O C.Na D.NaOH

误点：不少考生错选D项，其原因是未考虑Ca（OH）2为微溶于水的物质。

解析：选项中的物质各5g，投入水中所得溶质及质量分别为：CaOCa（OH）2，生成Ca（OH）2 6.6g，由于Ca（OH）2为微溶于水的物质，故所得溶液中溶质的质量小于1 g；Na2O2NaOH，溶质质量为6.5g；NaNaOH，溶质质量为8.7g；NaOHNaOH，溶质质量为5.0g。因钠与水反应同时有H2放出，故溶液质量小于105g。因此所得溶液中溶质的质量分数从大到小的顺序为C>B>D>A，最小的为A项。

例7.（2012北京理综卷）下列解释实验现象的反应方程式正确的是

A.切开的金属Na暴露在空气中，光亮表面逐渐变暗2Na+O2=Na2O2

B.向AgCl悬浊液中滴加Na2S溶液，白色沉淀变成黑色2AgCl+S2-=Ag2S+2Cl-

C.Na2O2在潮湿的空气中放置一段时间，变成白色粘稠物2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2

D.向NaHCO3溶液中加入过量的澄清石灰水，出现白色沉淀2HCO3-+Ca2++2OH-=CaCO3+CO32-+2H2O

解析：金属钠露置在空气中表面变暗是因为生成了Na2O，钠加热会生成Na2O2；溶解度关系：S（AgCl）> S（Ag2S），故B正确；Na2O2在潮湿的空气中放置，先和水反应生成氢氧化钠，然后氢氧化钠再与二氧化碳反应。向NaHCO3溶液中加入过量的澄清石灰水，出现白色沉淀，原理为：HCO3-+Ca2++OH-=CaCO3+H2O。答案：B。

5.Fe2+、Fe3+、Cu2+氧化性的判断

误点：按照金属活动性顺序表，氧化性：Cu2+>Fe3+

辨析：按照金属活动性顺序表，对应离子氧化性顺序铁元素对应的是Fe2+，即氧化性顺序为：Cu2+>Fe2+，而Fe3+>Cu2+，即三种离子氧化性顺序为：Fe3+>Cu2+>Fe2+。

例8.将6g纯铁粉加入200mL Fe2（SO4）3和CuSO4的混合溶液中充分反应后得到200mL 0.5mol/L的FeSO4溶液和5.2g固体，求：

（1）反应后生成铜多少克？

（2）加入铁粉前Fe2（SO4）3物质的量浓度。

解析：在Fe2（SO4）3和CuSO4的混合溶液中投入铁粉后，Fe3+和Cu2+均可与铁发生反应，但由于氧化性Fe3+>Cu2+，所以Fe应首先还原Fe3+，即首先发生反应：Fe+2Fe3+=3Fe2+，但不可以只发生此反应，原因有二：第一是若只发生此反应则说明铁粉较少，已完全反应无剩余，则不可能有5.2g不溶物；第二，若只发生此反应可依此反应计算出生成的FeSO4：（6g÷56g/mol）×3=0.32mol>0.1mol。通过以上分析，可以看出，Fe在把全部的Fe3+还原后，还发生了还原Cu2+的反应，此时的Fe是否有剩余呢？也就是余5.2g固体中肯定有Cu，是否含Fe呢？这就是此题的关键所在，需通过计算推导确定。发生反应的化学方程式为：①Fe+Fe2（SO4）3=3FeSO4 ②Fe+CuSO4=Cu+FeSO4两个反应共生成FeSO4为：0.2L×0.5mol/L=0.1mol。

观察两个反应不难发现，若生成同样的FeSO4，②式消耗的铁更多。假设0.1mol FeSO4全部为②式产生，则此时消耗的铁将达最大量为a。

Fe ～ FeSO4

1mol 1mol

a 0.1mol a=0.1mol，即铁为5.6g，则5.2g固体中含Cu也含剩余的Fe，设原溶液的Fe2（SO4）3和CuSO4的物质的量分别为x和y。

Fe+Fe2（SO4）3=3FeSO4 Fe+CuSO4=Cu+FeSO4

x x 3x y y y y

由题意得3x+y=0.1mol 6g-56g/mol×（x+y）+64g/mol×y=5.2g

解得：x=0.02mol y=0.04mol 则生成铜：0.04mol×64g/mol=2.56g 原Fe2（SO4）3和物质的量浓度为0.02mol/0.2L=0.1mol/L

例9.（2010全国卷）能正确表示下列反应的离子方程式是

A.将铜屑加入Fe3+溶液中：2Fe3++Cu=Cu2++2Fe2+

B.将磁性氧化铁溶于盐酸：Fe3O4+8H+=3Fe3++4H2O

C.将氯化亚铁溶液和稀硝酸混合：Fe2++4H++NO3-=Fe3++2H2O+NO

D.将铁粉加入稀硫酸中：2Fe+6H+=2Fe3++3H2

解析：A符合氧化性顺序，也符合3个守恒；B错误，电荷不守恒，Fe3O4中Fe有两种价态，正确应该为：Fe3O4+8H+=2Fe3++Fe2++4H2O；C错误，得失电子不守恒，电荷不守恒；正确的应为：3Fe2++NO3-+4H+=3Fe3++NO+2H2O；D错误，不符合客观实际，反应后铁只能产生Fe2+和H2；答案：A。

6.忽视溶液的酸、碱性而造成错误

很多物质之间的反应与溶液的酸、碱性有关，如NO3-只有在酸性条件下才有强氧化性；MnO4-在酸性条件下的还原产物为Mn2+，在碱性条件下的还原产物为MnO2等。

例10.将铝粉投入某无色澄清溶液中产生H2，则溶液中存在的全部离子的组合中（离子浓度小于1×10-5 mol·L-1的离子忽略不计），正确的是

A.H+、Mg2+、Al3+、NO3- B.Na+、Al3+、Cl-、Ba2+

C.OH-、Al3+、Cl-、NO3- D.OH-、Ba2+、Cl-、NO3-

误点：本题解答错误的原因主要有以下两点：一是题意把握不准而错选B项，本题指“全部离子组合”，即首先必须是强酸性或强碱性环境任一情况；二是忽视酸性条件下，当有NO3-存在时，NO3-能将铝氧化，本身被还原成NO，无H2放出，从而错选A项。

辨析：该溶液中加入铝粉产生H2，说明该溶液中含有大量的H+或OH-。A项中由于NO3-的存在，放出的气体为氮的氧化物；B项中既无大量H+，又无大量OH-；C项中OH-和Al3+不可能大量共存；只有D项符合。此题与普通的离子共存题，既有联系。又有区别。

例11.（2011江苏卷理综4）常温下，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是

A.1.0 mol·L-1的KNO3溶液：H+、Fe2+、Cl-、SO42-

B.甲基橙呈红色的溶液：NH4+、Ba2+、AlO2-、Cl-

C.pH=12的溶液：K+、Na+、CH3COO-、Br-

D.与铝反应产生大量氢气的溶液：Na+、K+、CO32-、NO3-

解析：A中H+、NO3-、Fe2+不能大量共存；甲基橙呈红色的溶液是酸性溶液，AlO2-不能大量存在，B错；pH=12的溶液为碱性溶液，C正确；与铝反应产生大量氢气的溶液，如溶液呈酸性CO32-不能大量存在。答案：C。

[参 考 文 献]

[1]张英锋，李长江，卢伟明.2012年全国高考新课程理综化学Ⅱ卷试题分析[J].高中数理化，2012（11）.

[2]张英锋，张永安.铁化合物与亚铁化合物间的相互转化及其应用教学设计[J].中小学教学研究，2008（1）.

[3]张英锋，李俊生，张永安.离子共存与HCl和HNO3的反应[J].教学仪器与实验，2002（8）.