化學反應與能量變化

化學反應與能量

一、幾個概念1、焓：

H=內能+PV2、焓變的實質是：

與內能有關的物理量（H）4、內能與鍵能的關系

在一定溫度壓強下，物質中分子的化學鍵能越大，該物質內能越小，越能穩(wěn)定存在。3、化學鍵能

指常溫常壓下，將1mol分子AB拆開為原子A和B所需要的能量，用?H表示（單位為KJ/mol）。4、內能之差與鍵能之差的關系

內能之差與鍵能之差在數值上相等

二、化學能與熱能1、化學反應的熱效應

在化學反應時所吸收或放出的熱量。根據反應性質的不同，分為燃燒熱、生成熱、中和熱、溶解熱等。吸熱反應：

放熱反應：

熱效應為吸熱的反應。ΔH>0熱效應為放熱的反應。ΔH<0

吸熱反應（2）、微觀角度分析

化學鍵斷裂——化學鍵形成——吸收能量放出能量反應物的鍵能綜合>生成物的鍵能綜合

(化學鍵斷裂所吸收的能量)(化學鍵形成所放出的能量)反應物的鍵能綜合<生成物的鍵能綜合(化學鍵斷裂所吸收的能量)(化學鍵形成所放出的能量)ΔH=反應物的鍵能綜合

-生成物的鍵能綜合吸熱反應：ΔH>0放熱反應：ΔH<0（3）、鍵能的角度分析(4)活化能的角度放熱反應吸熱反應三、反應熱1、燃燒熱1、定義：在25℃、101kPa時，1mol純物質完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的熱量，叫做該物質的燃燒熱。

2、中和熱在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應生成1mol液態(tài)水時所釋放的熱量叫做中和熱t(yī)始= 單位：

（1）.測定原理

ΔH=

n為生成H2O的物質的量。c=4.18J/(g·℃)=4.18×10-3kJ/(g·℃);

kJ/mol(溫度相同，則無需計算)1、中和熱的測定（2）.測量裝置（3）.操作步驟

(1)量取50mL0.50mol/L的鹽酸，倒入小燒杯中，測定其溫度，記作tHCl,然后將溫度計上的酸用水沖洗干凈。

(2)用另一個量筒量取50mL0.55mol/LNaOH溶液，測定其溫度，記作tNaOH。

(3)先將溫度計和環(huán)形玻璃攪拌棒放入小燒杯中，然后把量筒中的NaOH溶液一次倒入小燒杯中（注意不要灑到外面），用環(huán)形玻璃攪拌棒輕輕攪動溶液并準確讀取混合溶液的最高溫度，記作t終。(4)重復上述實驗兩次，取測量所得數據的平均值作為計算依據。

4.注意事項 （1）堿液稍過量的目的是確保鹽酸被完全中和。 （2）操作時動作要快目的是盡量減少熱量的損失。 （3）實驗中若使用了弱酸或弱堿，會使測得中和熱的數值偏小。定壓或定容條件下的任意化學反應，在不做其它功時，不論是一步完成的還是幾步完成的，其熱效應總是相同的（反應熱的總值相等）。如：則：?H1=?H2+?H3蓋斯定律方法歸納1、寫出化學方程式（表明各物質的狀態(tài)）2、根據總方程式中的反應物或生成物在其他方程式中找到相應的物質3、將該物質所在的方程式進行處理處理原則：①如果找到的物質的位置與所寫方程式一致，則給方程式乘正值使兩物質的計量數相等；如果不一致則乘負值②如