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一、反应热和焓变
1．焓和焓变
（1）焓：化学反应过程中整个体系的能量
（2）焓变（ΔH） ΔH =H（产物）—H（反应物）
2．反应热
⑴定义：当一个化学反应在一定温度下进行时，反应释放或吸收的热量称为此反应在该温度下的反应热。
⑵符号：用△H表示
⑶单位；一般采用
⑷可直接测量，测量仪器叫量热计
⑸反应热产生的原因（微观讨论）
以H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(g)为例：
①化学键断裂时需要吸收热量
②化学键形成时要释放热量
吸热和放热的差值即为反应热
（6）反应热表示方法
焓增加→吸热→则用“ ”表示；
焓减少→放热→则用“ ”表示。（填“+”或“-”）
3.反应热的计算
（1）根据键能数据计算；ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
（2）根据热化学方程式计算；将ΔH看作热化学方程式中的一项，再按有关方程式的计算步骤、格式进行计算，得出有关数据。
二、放热反应、吸热反应判断
吸热反应
所有的水解反应
所有的电离反应
大多数的分解反应
Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应
C＋H2O CO＋H2
放热反应
①所有的中和反应
②所有的燃烧反应
③大多数的化合反应
④绝大多数的置换反应
三、反应热的分类
根据反应类型和研究对象的不同，反应热可分为生成热、分解热、中和热.燃烧热、溶解热等。
中和热：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1molH2O时所放出的热量。
燃烧热：是指在25℃.101kPa下，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。
四、结合热化学方程式进行定量描述
1、反应热大小的比较
燃烧热，中和热和热化学方程式的书写判断
燃烧热的三个关系词： ； ；
中和热的关键词： 酸和 碱生成 molH2O且无其它离子反应反应。
3、可逆反应的热效应--------是指完全反应的热效应。
2SO2（g）+O2(g)≒2SO3(g); ΔH=-QKJ/mol其含义是 ，
若把2mol SO2（g）和1molO2(g)在一定条件下反应，放出的热量 QKJ，若SO2的转化率为60%，则 热量为 ，若在相同的条件下，将2mol SO3置于相同的容器中，则 热量为
又若将2amol SO2（g）和amolO2(g)与2amol SO3(g)分别加入两个完全相同的容器，在相同的条件下放出和吸收的热量分别为Q1和Q2，且Q1=4Q2，则SO3的转化率为 。
五、反应热（焓）的计算
盖斯定律: 化学反应的热效应只与反应的最初状态和生成物的最终状态有关，而与这个反应的变化途径无关。即对于一个化学反应,无论是一步完成还是分几步完成,其反应的热效应是一样的。
（1）已知C（s,石墨）+ O2（g）= CO2（g） ΔH1 = -393.5kJ·mol-1
CO（g）+ 1/2 O2（g）= CO2（g） ΔH2 = -283.0kJ·mol-1
求 C（s,石墨）+ 1/2 O2（g）= CO（g）的ΔH
⑵根据热化学方程式计算：例已知H2(g)＋Cl2(g)＝2HCl(g)，△H＝-184.6 kJ / mol，求反应HCl(g) ＝ H2(g)＋ Cl2(g)的△H？
⑶由生成反应的焓变计算：
例298K时，Ca(s) + C（s,石墨）+ 3/2 O2（g）= CaCO3(s) △H1＝-1206.8kJ·mol-1 ①
Ca(s) + 1/2 O2（g）= CaO(s) △H2＝-635.1kJ·mol-1 ②
C（s,石墨）+ O2（g）= CO2(g) △H3＝-393.5 kJ·mol-1 ③
计算CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g) △H4＝

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