0  372748  372756  372762  372766  372772  372774  372778  372784  372786  372792  372798  372802  372804  372808  372814  372816  372822  372826  372828  372832  372834  372838  372840  372842  372843  372844  372846  372847  372848  372850  372852  372856  372858  372862  372864  372868  372874  372876  372882  372886  372888  372892  372898  372904  372906  372912  372916  372918  372924  372928  372934  372942  447090 

2.放热反应和吸热反应

(1)放热反应:即有热量放出的化学反应,其反应物的总能量大于生成物的总能量。

(2)吸热反应:即吸收热量的化学反应,其反应物的总能量小于生成物的总能量。

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1.定义:化学反应过程中所释放或吸收的能量,都可以热量(或转换成相应的热量)来表示,称为焓变(ΔH),单位:kJ/mol 或 kJ•mol-1

在化学反应中,旧键的断裂需要吸收能量 ,而新键的形成则放出能量。总能量的变化取决于上述两个过程能量变化的相对大小。

任何一个化学反应中,反应物所具有的总能量与生成物所具有的总能量总不会相等的。在新物质产生的同时总是伴随着能量的变化。

注意:

(1)   反应热和键能的关系

例如:1molH2和1molCl2反应生成2molHCl的反应热的计算。

1moLH2分子断裂开H-H键需要吸收436kJ的能量;1molCl2分子断裂开Cl-Cl键需要吸收243kJ的能量,而2molHCl分子形成2molH-Cl键放出431kJ·mol-1×2mol=862kJ的能量,所以,该反应H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)的反应热

△H===生成物分子形成时释放的总能量-反应物分子断裂时所需要吸收的总能量

===862kJ·mol--436 kJ·mol-1-243 kJ·mol-1

===183kJ·mol-1

由于反应后放出的能量使反应本身的能量降低,故规定△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和

(2)反应焓变与反应条件的关系

焓是科学家们为了便于计算反应热而定义的一个物理量,它的数值与物质具有的能量有关。对于一定量的纯净物质,在一定的状态(如温度、压强)下,焓有确定的数值。在同样的条件下,不同的物质具有的能量也不同,焓的数值也就不同;同一物质所处的环境条件(温度、压强)不同,以及物质的聚集状态不同,焓的数值也不同。焓的数值的大小与物质的量有关,在相同的条件下,当物质的物质的量增加一倍时,焓的数值也增加一倍。因此,当一个化学放映在不同的条件下进行,尤其是物质的聚集状态不同时,反应焓变是不同的。

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3、盖斯定律: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,而与具体反应进行的途径无关。这就是盖斯定律。利用盖斯定律可以间接计算反应热。

   例如:C(s)+O2(g)=CO2(g);△H1

C(s)+O2(g)=CO(g);△H2   CO(g)+O2(g)=CO2(g);△H3

依盖斯定律有:△H1=△H2+△H3

  

基础过关
 

第1课时 化学反应的焓变

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2、吸热反应:反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量,热量的多少等于生成物具有的总能量与反应物具有的总能量的差值。常见的吸热反应有:水解反应、结晶水合物失水的反应、碳与二氧化碳或与水蒸气的反应等

物质的能量越低,性质就越稳定;物质的能量越高,性质就越活泼。物质的化学能是化学键的能

量,通过化学键的键能可计算反应热。

如:反应H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g);△H。△H == E(H-H)+E(Cl-Cl)-2E(H-Cl)

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1、放热反应:反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量,热量的多少等于反应物具有的总能量与生成物具有的总能量的差值。常见的放热反应有:燃烧、中和反应、常温下能自发发生的绝大多数的各类反应。

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3、书写热化学方程式注意事项:

   a. 注明反应的温度和压强(若在101kPa和298K条件下进行,可不予注明),注明△H的“+”与“-”,放热反应为“-”,吸热反应为“+”。

   b. △H写在方程式右边,并用“;”隔开。

   c. 必须标明物质的聚集状态(气体用“g”,液体用“l”,固体用“s”,溶液用“aq”)。若用同素异形体要注明名称。

   d. 各物质前的计量系数不表示分子数目只表示物质的量的关系。△H与计量数成正比关系。同样的反应,计量系数不同,△H也不同,例如:

2H2(g)+O2(g)=2H2O(g);△H=-483.6kJ·mol-1 

H2(g)+O2(g)=H2O(g);△H=-241.8kJ·mol-1 

   上述相同物质的反应,前者的△H是后者的两倍。

燃烧热和中和热:在101kPa时,1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量,叫做该物质的燃烧热。在稀溶液里,酸跟碱发生中和反应而生成1mol 液态H2O,这时的反应热叫做中和热。燃烧热的热化学方程式强调燃烧物前的计量数为1,中和热强调热化学方程式中水前的计量数为1。燃烧热要强调生成稳定的氧化物,如:生成液态水。

如:H2的燃烧热的热化学方程式:H2(g)+O2(g)=H2O(l);△H=-286kJ·mol-1 

   中和热的热化学方程式:

NaOH(aq)+H2SO4(aq)=Na2SO4(aq)+H2O(l);△H=-57.3kJ·mol-1 

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2、影响反应热大小的因素

①反应热与测定条件(温度、压强等)有关。不特别指明,即指25℃,1.01×105Pa(101kPa)测定的。中学里热化学方程式里看到的条件(如:点燃)是反应发生的条件,不是测量条件。

②反应热的大小与物质的集聚状态有关。

③反应热的大小与物质的计量数有关。       

在反应:2H2(g)+O2(g)=2H2O(g);△H1=-a kJ·mol-1中,2molH2燃烧生成气态水放出的热量a kJ,该反应的反应热是a kJ·mol-1,该反应的△H是-a kJ·mol-1。注意这三个单位。

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1、反应热:化学反应都伴有能量的变化,常以热能的形式表现出来,有的反应放热,有的反应吸热。反应过程中放出或吸收的热叫做反应热。反应热用符号△H表示,单位是kJ/mol或(kJ·mol-1)。放热反应的△H为“-”,吸热反应的△H为“+”。反应热(△H)的确定常常是通过实验测定的。

注意:在进行反应热和△H的大小比较中,反应热只比较数值的大小,没有正负之分;而比较△H大小时,则要区别正与负。

2H2(g)+O2(g)=2H2O(g);△H1=-a kJ·mol-1  反应热:a kJ·mol-1,△H:-a kJ·mol-1

2H2(g)+O2(g)=2H2O(l);△H2=-b kJ·mol-1  反应热:b kJ·mol-1,△H:-b kJ·mol-1

a与b比较和△H1与△H2的比较是不一样

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8A、课本45页习题3。

9A、课本45页习题4。

10B、课本45页习题5。

11B、《导读与训练》P86同步训练题7。

12C、导读与训练87页拓展探究题12。

13D、《导读与训练》P85.例2

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同步练习册答案