化學反應中能量變化的有關概念及計算

1、化學反應中能量變化的有關概念及計算一、有關概念化學反應中的能量變化 化學反應中的能量變化，通常表現(xiàn)為熱量的變化。探討化學反應放熱、吸熱的本質時，要注意四點：化學反應的特點是有新物質生成，新物質和反應物的總能量是不同的，這是因為各物質所具有的能量是不同的（化學反應的實質就是舊化學鍵斷裂和新化學鍵的生成，而舊化學鍵斷裂所吸收的能量與新化學鍵所釋放的能量不同導致發(fā)生了能量的變化）；反應中能量守恒實質是生成新化學鍵所釋放的能量大于舊化學鍵斷裂的能量而轉化成其他能量的形式釋放出來；燃燒熱：在101kPa時，1mol可燃物完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的熱量。中和熱：在稀溶液中，酸和堿發(fā)生中和反應生成1

2、mol水時的反應熱。（3）反應熱，通常是指：當一個化學反應在恒壓以及不作非膨脹功的情況下發(fā)生后，若使生成物的溫度回到反應物的起始溫度，這時體系所放出或吸收的熱量稱為反應熱。符號H ，單位kJ/mol（4）如果反應物所具有的總能量高于生成的總能量，則在反應中會有一部分能量轉變?yōu)闊崮艿男问结尫?，這就是放熱反應，反之則是吸熱反應；（5）蓋斯定律換句話說，化學反應的反應熱只與反應體系的始態(tài)和終態(tài)有關，而與反應的途徑無關，而這可以看出，蓋斯定律實際上是“內能和焓是狀態(tài)函數(shù)”這一結論的進一步體現(xiàn)。利用這一定律可以從已經(jīng)精確測定的反應熱效應來計算難于測量或不能測量的反應的熱效應。盡管蓋斯定律出現(xiàn)在熱力學第一

3、定律提出前，但亦可通過熱力學第一定律推導出。由于熱力學能（U）和焓（H）都是狀態(tài)函數(shù)，所以U和H只與體系的始、末狀態(tài)有關而與“歷程”無關?？梢姡瑢τ诤闳莼蚝銐夯瘜W反應來說，只要反應物和產(chǎn)物的狀態(tài)確定了，反應的熱效應Qv或Qp也就確定了，反應是否有中間步驟或有無催化劑介入等均對Qv或Qp數(shù)值沒有影響。使用該定律要注意：1、蓋斯定律只適用于等溫等壓或等溫等容過程，各步反應的溫度應相同；2、熱效應與參與反應的各物質的本性、聚集狀態(tài)、完成反應的物質數(shù)量，反應進行的方式、溫度、壓力等因素均有關，這就要求涉及的各個反應式必須是嚴格完整的熱化學方程式。3、各步反應均不做非體積功。4、各個涉及的同一物質應具有

4、相同的聚集狀態(tài)。5、化學反應的反應熱(H)只與反應體系的始態(tài)或終態(tài)有關,而與反應途徑無關。蓋斯定律的本質：方程式按一定系數(shù)比加和時其反應熱也按該系數(shù)比加和。蓋斯定律的意義：有些反應的反應熱通過實驗測定有困難，可以用蓋斯定律間接計算出來Qp=U+pV=U+RTvB（g）式中UU終態(tài)-U始態(tài)U反應產(chǎn)物-U反應物，式中vB（g）=n（g）/mol，即發(fā)生1mol反應，產(chǎn)物氣體分子總數(shù)與反應物氣體分子總數(shù)之差。由該式可見，對于一個具體的化學反應，等壓熱效應與等容熱效應是否相等，取決于反應前后氣體分子總數(shù)是否發(fā)生變化，若總數(shù)不變，系統(tǒng)與環(huán)境之間不會發(fā)生功交換，于是，Qp=QV；若總數(shù)減小，對于放熱反應Q

5、p>QV，等壓過程放出熱多于等容過程放出熱，；若反應前后氣體分子總數(shù)增加，對于放熱反應，Qp<QV，反應前后內能減少釋放的一部分能量將以做功的形式向環(huán)境傳遞，放出的熱少于等容熱效應。同樣的，對于吸熱反應也可以類推得到。將上式展開又可得到：Qp=U+pV=（U終態(tài)-U始態(tài)）+p（U終態(tài)-U始態(tài)）=（U終態(tài)+pU終態(tài)）-（U始態(tài)+pU始態(tài)）由于U、p、V都是狀態(tài)函數(shù)，因此U+pV也是狀態(tài)函數(shù)，為此，我們定義一個新的狀態(tài)函數(shù)，稱為焓，符號為H，定義式為HU+pV，于是：H=H終態(tài)-H始態(tài)= Qp二、計算1.通過實驗測得根據(jù)比熱容公式進行計算：Q=cmt，再根據(jù)化學反應方程式由Q來求反應熱

6、。2.反應熱與反應物各物質的物質的量成正比。3.利用鍵能計算反應熱通常人們把拆開1mol某化學鍵所吸收的能量看成該化學鍵的鍵能，鍵能通常用E表示，單位為kJ/mol。方法：H=E（反應物） E（生成物），即反應熱等于反應物的鍵能總和與生成物鍵能總和之差。如反應H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g）；H=E(H-H) + E(Cl-Cl) - 2E(H-Cl)4.由反應物和生成物的總能量計算反應熱H=生成物總能量-反應物的總能量。5.根據(jù)燃燒熱計算物質燃燒放出的熱量Q=n（可燃物）×該物質的燃燒熱6.根據(jù)蓋斯定律進行計算蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相

7、同的；也就是說，化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)和終態(tài)有關，與反應途徑無關。即如果一個反應可以分幾步進行，則各步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱相同。7.根據(jù)反應物和生成物的標準摩爾生成焓來計算對于一定溫度，標準壓力下的反應"0=BVBRB"(這是一種把反應物通過移項變號移動到等號右邊的寫法，在這種寫法中，反應物的系數(shù)為負，VB是反應物或生成物RB的化學計量數(shù)，B表示對所有物質求和）該反應的反應熱rHm =BVBfHm(B) （如圖。表示標準壓力，為1*105Pa。實際上，這一符號并不寫作“西塔”，只是一個圓圈中間一道橫線，比“西塔”稍胖?！癿”表示每摩爾反應），即

8、反應熱等于所有參與反應的物質在該狀態(tài)下的標準摩爾生成焓與該物質在化學方程式中的化學計量系數(shù)的乘積的代數(shù)和。這是可以利用蓋斯定律和標準摩爾生成焓的定義來證明的，詳見生成焓。一些工具書中會有各種物質的標準摩爾生成焓，可以通過查閱計算出所需的反應熱。例如，對于反應CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g) rHm在298K，標準壓力下各物質的標準摩爾生成焓為：fHmCO(g)=-110.53kJ/molfmH2O(g)=-241.82kJ/molfHmCO2(g)=-393.51kJ/molfHmH2(g)=0rHm=BVBfHm(B) =(-393.51*1+0*1+(-110.53)*(

9、-1)+(241.82*(-1)kJ/mol=-41.16kJ/mol該反應的反應熱為-41.16kJ/mol。8根據(jù)反應物和生成物的標準摩爾燃燒焓來計算對于很多有機物來說，直接利用單質合成是有困難的，但有機物大多可以燃燒，因此，標準摩爾燃燒焓更容易得到。對于某一狀態(tài)下的反應"0=BVBRB"，該反應的反應熱還等于rHm = - BVBcHm(B)（如圖）， 這也是可以利用蓋斯定律和標準摩爾燃燒焓的定義來證明的。即反應熱等于所有參與反應的物質在該狀態(tài)下的標準摩爾燃燒焓與該物質在化學方程式中的化學計量系數(shù)的乘積的代數(shù)和的相反數(shù)。例如，對于標準狀況下的反應：CH3CHO（l）+H2（g）=C2H5OH（l）rHmcHmCH3CHO(l)=-1166.37kJ/molcHmH2(g)=-285.84kJ/molcHmC2H5OH(l)=-1366.83kJ/molrHm=-BVBcHm(B)=-(-1366.83*1+(-1166.37)*(-1)+(-285.84)*(-1