第一节　反应热

一、反应热与焓变

1.体系与环境——以盐酸与NaOH溶液之间的反应为例

(1)体系(又称系统):试管中的盐酸、NaOH溶液及发生的反应等看作一个反应体系。

(2)环境:盛溶液的试管和溶液之外的空气等看作环境。

2.反应热:在等温条件下,化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量,称为化学反应的热效应,简称反应热。

3.中和反应反应热的测定

(1)实验装置

(2)实验测量数据

a.反应物温度(℃)的测量:用一量筒量取50 mL 0.50 盐酸,打开杯盖,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;用另一量筒量取50 mL 0.55  NaOH溶液,用温度计测量并记录NaOH溶液的温度,取两温度平均值为℃。

b.反应后体系温度(℃)的测量

打开杯盖,将量筒中的NaOH溶液迅速倒入量热计的内筒中,立即盖上杯盖,插入温度计,用搅拌器匀速搅拌。密切关注温度变化,将最高温度记为反应后体系的温度 ℃。

c.重复上述实验操作3次,记录每次的实验数据,取其平均值作为计算依据,其中如果有数据明显偏离正常值,该数据应舍去。

d.实验数据处理

所用盐酸、氢氧化钠溶液均为稀溶液,其密度近似地认为都是1g·cm-3,反应后生成的溶液的比热容c=4.18J/(g·℃)。 该实验中盐酸和NaOH溶液反应放出的热量是0.418(-)kJ,中和反应的反应热ΔH=kJ·mol-1。

4.反应热与焓变

(1)焓(H)是与内能有关的物理量,焓变(ΔH)是生成物与反应物的焓值差。

(2)从微观角度认识反应热的实质

二、热化学方程式

1.热化学方程式

(1)概念:能表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式。

(2)注意问题

a.指明了反应的温度和压强,若在25 ℃、101 kPa条件下进行的反应,可不注明。

b.注明了各物质的状态: s (固体)、l (液体)、g (气体)或 aq (液体)。

c.在方程式的右边注明了ΔH的“+”或“-”及数值和单位。

d.注意可逆反应的ΔH和实际吸收或放出热量的区别:不论化学反应是否可逆,热化学方程式中的反应热ΔH都表示反应进行到底时的能量变化。

2.热化学方程式的书写步骤及要求

三、燃烧热

1.燃烧热的概念:25 ℃、101 kPa时,1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。燃烧热的单位是kJ·mol-1。

2.注意事项:“完全燃烧生成指定产物”是指单质或化合物燃烧后变为相对稳定的物质。完全燃烧时,可燃物中的碳元素变为CO2(g),氢元素变为H2O(g),硫元素变为SO2(g),氮元素变为N2(g)等。

3.燃烧热的意义:甲烷的燃烧热ΔH=-890.3 kJ·mol-1,它表示25 ℃、101 kPa时,1 mol CH4(g)完全燃烧生成CO2(g)和液态H2O时放出890.3 kJ的热量。

4.燃烧热的计算:由燃烧热定义可知,25 ℃、101 kPa时,可燃物完全燃烧产生的热量=可燃物的物质的量×燃烧热,即。此公式中的ΔH是指表示物质燃烧热的热化学方程式对应的反应热,而不是指一般反应的反应热。

第二节　反应热的计算

一、盖斯定律

1.内容：一个化学反应,不管是一步完成的还是分几步完成的,其反应热是相同的。

2.特点

(1)化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关,而与反应的途径无关。

(2)反应热总值一定,如下图表示始态到终态的反应热。

则ΔH=ΔH1+ΔH2 = ΔH3+ΔH4+ΔH5 。

3.意义

有些反应的反应热虽然无法直接测得,但可通过间接的方法测定。如:C(s)+(g)CO(g)的ΔH无法直接测得,但下列两个反应的ΔH可以直接测得:

C(s)+(g)(g)    ΔH1=-393.5 kJ·mol-1

CO(g)+(g)CO2(g)    ΔH2=-283.0 kJ·mol-1

则在此温度下C(s)+(g)CO(g)的ΔH=ΔH1-ΔH2=-110.5 kJ·mol-1

二、反应热的计算

1.依据热化学方程式:反应热的绝对值与各物质的物质的量成正比,依据热化学方程式中的ΔH求反应热,如:

2.依据盖斯定律:根据盖斯定律,可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH相加或相减,得到一个新的热化学方程式,同时反应热也做相应的改变。

3.依据反应物断键吸收热量Q吸与生成物成键放出热量Q放进行计算:ΔH=。

4.依据反应物的总能量E反应物和生成物的总能量E生成物进行计算:ΔH=。

5.依据物质的燃烧热ΔH计算:。

6.依据比热容公式计算:Q=cmΔt。