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,同時還伴隨着能量的變化,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)要標明反應的温度和壓強,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,對同一反應來説,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.
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