化學反應中的能量變化期中複習資料

化學反應中的能量變化期中複習資料

化學反應的能量變化通常表現為熱量的變化。

一、 反應熱

1、定義：在反應過程中放出或吸收的熱量叫反應熱。放出熱量的反應叫放熱反應。吸收熱量的反應叫吸熱反應(化學反應過程中，不僅有新物質生成，同時還伴隨著能量的變化，並可以以熱能、電能或光能等的形式表現出來。當能量以熱的形式表現時，我們把反應分為放熱反應和吸熱反應。)

2、符號：⊿H(大吸小放)

3、單位：/l

4、計算依據：⊿H=生成物的總能量 - 反應物的總能量= H (生成物) - H(反應物)

⊿H=反應物的總鍵能 – 生成物的總鍵能

5、書寫熱化學方程式的注意事項：

(1)要標明反應的溫度和壓強，如不特別註明，即表示在101Pa和298。

(2)要標明反應物和生成物的聚集狀態，因為物質在不同的聚集狀態下所具有的能量是不相同的，對同一反應來說，物質聚集狀態不同，反應熱(⊿H)的數值不同。

(3)熱化學方程式中的化學計量數不表示分子個數，而是表示物質的量，所以，它可以是整數，也可以是分數。相同物質發生的同一個化學反應，當化學計量數改變時，其⊿H也同等倍數的改變，但⊿H的單位不變，仍然為/l。若將化學方程式中反應物和生成物顛倒，則⊿H的.數值和單位不變，符號改變。

(4)熱化學方程式一般不需要寫反應條件，也不用標“↑”和“↓”。因為聚集狀態已經表示出來了，固態用“s”液態用“l”，氣態用“g”。

(5)⊿H要標註“+”或“-”，放熱反應⊿H為“-”，吸熱反應⊿H為’+”.

6、蓋斯定律：

一定條件下，某化學反應無論是一步完成還是分成幾步完成，反應的總熱效應相同，這就是蓋斯定律。蓋斯定律的應用實際上是利用熱化學方程式的加減。(化學反應的反應熱只與反應體系的始態和終態有關，而與反應的途徑無關)

7、(1)常見的放熱反應有：可燃物的燃燒，酸鹼中和反應，大多數化合反應，金屬跟酸的置換反應

(2)常見的吸熱反應有：大多數分解反應，以碳、氫氣、一氧化碳作還原劑的氧化還原反應，銨鹽與鹼的反應。

二、燃燒熱

定義：在101Pa下，1l純物質完全燃燒生成穩定的氧化物所放出的熱量，叫做該物質的燃燒熱。單位為/l

三、中和熱

定義：在稀溶液中，酸跟鹼發生中和反應而生成1lH2O時的反應熱。

注意事項：

(1) 必須是“稀溶液”，因為濃溶液在稀釋過程中會放出熱量，影響中和熱。

(2) 中和熱不包括離子在水中的水合熱，物質的溶解熱，電解質電離所伴隨的熱效應。

(3) 中和反應的實質是氫離子和氫氧根離子起反應生成水，若反應過程中有其他物質生成，這部分不屬於中和熱。

(4) 稀的強酸和稀的強鹼反應的中和熱為57.3 /l.若是弱酸或弱鹼參與反應，則由於他們的電離要吸收熱量，其熱量的數值會小於57.3 /l.