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第一章 化学反应的热效应
第二节 反应热的计算
一、盖斯定律
1.内容：一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应热是相同的。
2.特点：
① 一定条件下，反应热只与体系的始态和终态有关，与反应途径无关。
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.应用
有些化学反应进行很慢或不易直接发生，很难直接测得这些反应的反应热，可通过盖斯定律计算求得它们的反应热。
二、反应热的计算
1.根据反应物和生成物的总能量计算 ：ΔH = E生成物总能量 E反应物总能量
2.根据反应物和生成物的键能计算：ΔH = E反应物的键能总和 E生成物的键能总和
3.根据物质的燃烧热数值计算：Q＝n(可燃物)×ΔH(燃烧热)
4.根据热化学方程式计算：热化学方程式中反应热数值与各物质的化学计量数成正比。
5.利用盖斯定律计算反应热
（1）虚拟途径法：先根据题意虚拟转化过程，然后根据盖斯定律列式求解，即可求得待求反应的反应热。
如：求的，可根据如图所示转化过程，
（2）加和法：将所给热化学方程式适当加减得到所求的热化学方程式，反应热也作相应的加减运算。
①第一步：先确定待求反应的化学方程式
②第二步：找出待求方程式中各物质在已知方程式中的位置，若在“同侧”，计算时用“+”，若在“异侧”，计算时用“－”，即“同侧相加、异侧相减”
③第三步：根据待求方程式中各物质的化学计量数确定已知方程式的乘数，即“化学计量数定乘数”
④第四步：依据第二步、第三步的结论，计算待求反应的
例如，求①式的反应热
①2C(s)+O2(g)==2CO(g) ΔH
②C(s)+O2(g)==CO2(g) ΔH1
③2CO(g)+O2(g)==2CO2(g) ΔH2
根据该斯定律①＝2②－③，则 ΔH＝2ΔH1 －ΔH2第一章 化学反应的热效应
第一节 反应热
一、化学反应中能量的变化
1.化学反应的实质与特征
(1) 实质：化学反应中反应物中化学键的断裂和生成物中新化学键的形成。
(2) 特征：既有物质变化，又有能量变化，通常主要表现为热量的变化。
注：① 化学反应中的两大变化：物质变化和能量变化；
② 化学反应中的两大守恒：质量守恒和能量守恒；
③ 化学反应中的能量变化形式：化学能、热能、光能、电能等。
2.化学键与化学反应中的能量变化
原子、离子间都是通过化学键相结合。物质发生化学变化时，断开反应物中的化学键需要吸收能量，形成生成物中的化学键需要放出能量。化学键的断裂和生成是化学反应中能量变化的主要原因。
E1＜E2 反应放出能量（E反应物总能量＞E生成物总能量）
E1＞E2 反应吸收能量（E反应物总能量＜E生成物总能量）
二、反应热和焓变
1.反应热及其测定
（1）体系与环境
①体系：反应物及发生的反应可看作一个反应体系，简称体系。
②环境：与环境相互影响的其它部分。如容器、空气等可看作环境。
（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，称为反应热。
（3）反应热的测定（中和反应反应热的测定）
①测定原理：环境温度不变时，根据测得的体系的温度变
化和有关物质的比热容等来计算反应热，计算公式为。
②仪器：简易量热计。
③药品：0.5 mol/L的盐酸、0.55 mol/L的氢氧化钠溶液。
④步骤：分别测反应物的温度并记录→快速混合反应物，测定过程中体系的最高温度并记录→重复试验2至3次。
⑤数据处理：算出温度差并取平均值，利用公式进行计算（c为溶液的比热容，），。
⑥结论：在25℃和101KPa下，强酸和强碱的稀溶液发生中和反应生成1 molH2O，放出的热量为57.3kJ。
注：
（1）反应物要一次性加入，且避免液体溅出。
（2）测量过酸的温度计要用清水清洗干净表面酸液后再测碱的温度。
（3）强酸和强碱为稀溶液，防止浓度过大产生稀释热。
（4）中和反应生成的盐为可溶性的盐。
（5）反应物温度：分别测量盐酸与溶液的温度，取两温度平均值为。
（6）反应后体系温度：迅速混合并搅拌，记录混合溶液的最高温度为。
（7）重复操作三次，取温度差的平均值作为计算依据，其中如果有数据明显偏离正常值数据应舍去。
2.反应热与焓变
（1）焓：与内能有关的物理量（符号为H），内能是体系内的各种能量的总和，受温度、压强和物质聚集状态的影响。
（2）焓变：等压条件下，反应热等于焓变，焓变的符号用ΔH表示，单位为kJ/mol。
放热反应，ΔH为负，即ΔH<0；吸热反应，ΔH为正，即ΔH>0；
（3）焓变（ΔH）及计算
① ΔH = E生成物总能量 E反应物总能量
② ΔH = E反应物的键能总和 E生成物的键能总和
（4）共价键的键能
一定条件下（25℃、101kPa），1mol气态分子AB断裂生成气态A原子和B原子的过程中所吸收的能量，称AB间共价键的键能，单位为kJ/mol。或一定条件下，断裂1mol化学键或形成1mol化学键所吸收或放出的热量。
注：键能越大，共价键越不容易被破坏，物质越稳定，该物质的能量越低。
如对于反应 C（s，金刚石）== C（s，石墨） ΔH<0 ，由此可知石墨的能量比金刚石的低，石墨稳定。
3.放热反应和吸热反应
（1）放热反应
实例：大多数化合反应，中和反应，金属与水或酸的反应，燃烧反应，铝热反应。
（2）吸热反应
实例：大多数分解反应，盐类的水解反应，C与H2O、CO2的反应，Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应，NaHCO3与HCl的反应。
三、热化学方程式
1.定义：表示参加反应物质的物质的量和反应热关系的化学方程式。
如：100℃、101kPa，1mol H 和1mol I 反应的热化学方程式
H2(g) + I2(g) 2HI(g) ΔH＝－14.9kJ/mol
2. 意义：热化学方程式既表明物质的变化，又表明了能量变化。
3. 书写热化学方程式注意事项
(1) 注明反应物和生成物的聚集状态：g、l、s、aq。
(2) 注明测定时的温度和压强，若条件为25℃、101kPa可不用注明。
(3) 注明反应热正负号、数值和单位。ΔH＝ ± 数值 kJ/mol。
(4) 热化学方程式各物质前的系数表示物质的物质的量，不表示微粒个数，可以是整数，也可以是分数。
(5) 热化学方程式中的ΔH与物质前面的化学计量系数一一对应。
(6) 热化学方程式中不必注明“点燃”、“△”、“↓”、“↑”等符号。
(7) 反应物与生成物相同的化学反应，如测定条件、聚集状态、物质前面的计量数不同，则ΔH不同。
(8) 热化学方程式要符合客观事实。
4.中和热
在稀溶液中，强酸与强碱发生中和反应生成1mol H O时所放出的热量。表示为：H+ (aq)+ OH－(aq) == H2O(aq) ΔH＝－57.3kJ/mol
注：
①酸碱溶液不能是浓溶液，浓溶液稀释会放出大量的热。
②酸碱必须是强酸强碱，弱电解质电离过程吸热。
③生成的盐必须是可溶性盐，不能是不溶性盐。
5.燃烧热
在25℃、101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成指定的产物所放出的热量。
注：
①纯物质为纯净物，可以是单质，也可以是化合物。
②可燃物的用量为1mol，所以燃烧热热化学方程式中可燃物前边的系数为“1”。
③完全燃烧时元素生成对应的指定产物：
C→CO2(g)、H→H2O(l)、S→SO2(g)、N→N2(g)
④燃烧热是反应热的一种，文字叙述时用正值，用ΔH表示时加“－”号。

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