化学反应的热效应 高中化学

这是一篇关于化学反应的热效应思维导图，主要包含体系和环境、化学反应热效应、中和反应反应热的测定实验等。

反应热

• 体系和环境
  • 体系
    • 在热学中体系是与周围其他部分区分开来的根据需要所研究的对象，如我们可将盐酸氢氧化钠溶液及发生的反应的看作一个反应体系，简称体系又称系统
  • 环境
    • 与体系互相影响的其他部分，如盛有溶液的试管和溶液之外的空气等看作环境
  • 热量
    • 热量是指因温度不同而在体系与环境之间传递或交换的能量
• 化学反应 热效应 （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化学反应的热效应，简称反应热
  • 测定
    • 许多反应热可以通过量热计直接测定
    • 在反应前后，如果环境的温度没有变化，则放出的热量就会使体系的温度升高，这时可以根据测得的体系温度变化和有关物质的比热容、质量来计算反应热
    • 方式：量热计
    • 原理：Q=mCΔt
• 中和反应反应热的测定实验
  • 注意事项
    • 溶液迅速倒
    • 碱或酸稍过量，一般采用碱
    • 反应的最高温度即为反应体系的温度
    • 隔热层杯盖等的使用，是为了减少热量散失，降低实验误差
    • 要使用同一只温度计，避免仪器误差
    • 注意测定一种溶液后，必须用水冲洗干净，并用滤纸擦干
    • 使用不同的量筒分别量取酸碱溶液
    • 操作时动作要快，尽量减少热量的散失
    • 为了保证盐酸完全被中和，采用稍过量的氢氧化钠溶液
    • 正确读取体积和温度，多次实验求平均值时，若有某一组的实验室具有明显偏差，应直接舍弃
    • 多次实验，舍去不合理的，取平均
    • 提高测定的准确度
  • 重要器材
    • 温度计
      • 不可用于搅拌
      • 完全浸没，不要碰到杯壁或杯底
    • 内桶外壳隔热层
      • 减少热量散失
    • 玻璃搅拌器
      • 不可换为金属丝
      • 不可换为玻璃棒
  • 误差分析
    • 用强酸或强碱的浓溶液测得热量偏大
    • 俯视量筒量取溶液，结果不变
    • 弱酸弱碱热量偏小
    • 生成沉淀，热量偏小
    • 保温效果不好，热量偏小
    • 多次实验，舍去不合理的，取平均
• 反应热与焓变
  • 研究表明，在等压条件下进行的化学反应（严格地说，对反应体系做功还有限定，中学阶段一般不考虑），其反应热等于反应的焓变，用符号DH表示。DH的常用单位是kJ/mol(或kJ·mol¯¹)
  • 化学反应体系与环境进行能量交换，可以以热和功两种形式呈现
  • 当反应体系放热时其焓减小，ΔH为负值，即ΔH<0 当反应体系吸热时其焓增大，ΔH为正值，即ΔH>0
  • 计算
    • DH= 生成物的总焓–反应物的总焓（宏观）
    • DH=反应物的总键能–生成物的总键能（微观）
    • ΔH=H（生成物）-H（反应物）=Q吸-Q放=Ek反-Ek生
• 中和热
  • 大量实验测得在25°C和101kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成1mol液态水时放出57.3kJ的热量
    • 对同一反应来说，中和反应的反应热大小与酸碱溶液的用量有关
    • 而中和热是指生成1mol液态水时的反应热，故酸碱溶液的用量对中和反应反应热的测定结果没有影响
  • 易错点
    • 酸碱溶液中若有浓溶液，生成1mol液态水时，放出的热量大于57.3kJ
    • 酸碱中若有弱酸或弱碱，电离需要吸热，生成1mol液态水时，反应放出的热量小于57.3kJ
    • 若酸与碱反应生成1mol液态水的同时还有沉淀生成，需要放热，则反应放出的热量大于57.3kJ
• 反应热的计算
  • 盖斯定律
    • 定义
      • 一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的
    • 特点
      • 盖斯定律表明，在一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关
      • 反应热总值一定
    • 意义
      • 有些反应进行的很慢、有些反应不容易直接发生、 有些反应的生成物不纯（往往有副反应发生）， 这给直接测量反应热造成了困难。
        • 利用盖斯定律可以间接地把他们的反应热计算出来
          • 表示从始态到终态的反应热
    • 例题：焦炭与水蒸气反应、甲烷与水蒸气反应均是工业上制取氢气的重要方法 这两个反应的热化学方程式分别为： ①C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g) ΔH1=+131.5kJ/mol ②CH4(g)+H2O(g)=CO(g)+3H2(g) ΔH2=+205.9kJ/mol 试计算 CH4(g)=C(s)+2H2(g)的ΔH。 分析各化学方程式的关系可以得出，将反应①的逆反应与反应②相加，得到反应： CH4(g)=C(s)+2H2(g) 即：CO(g)+H2(g)=C(s)+H2O(g) ΔH3=−ΔH1=−131.5kJ/mol +CH4(g)+H2O(g)=CO(g)+3H2g) ΔH2=+205.9kJ/mol 解得：CH4(g)=C(s)+2H2(g) ΔH=？ 根据盖斯定律： ΔH=ΔH3+ΔH2=ΔH2−ΔH1=+205.9kJ/mol-131.5kJ/mol=+74.4kJ/mol 答：CH4(g)=C(s)+2H2(g) 的ΔH=+74.4kJ/mol。
      • 唯一入手 对号调整 加减乘除
• 热化学方程式
  • 概念
    • 能表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式
  • 意义
    • 这化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化，而说明的物质的量与能量之间的关系
  • 注意事项
    • 物质所具有的能量与他们的聚集状态有关，即化学反应放出热量的多少与反应物产物的状态有关
    • 需注明反应条件：反应热与测定条件有关（温度、压强等）
    • 需注明反应物和生成物的聚集状态。 因为物质的聚集状态不同时，它们所具有的内能、焓也不同。常用(s)、(l)、(g)、(aq)分别表示固体、液体、气体、水溶液
    • 热化学方程式，一般不标注⬆️、⬇️以及“点燃”“加热”等反应条件
    • 注意符号单位：ΔH 应包括“+”或“-”、数字和单位kJ/mol
    • 热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，可以是整数，也可以是分数，且化学计量数必须与ΔH相对应，如果化学计量数加倍则ΔＨ也要加倍
    • 若正反应为放热反应（ΔH<0），则逆反应为吸热反应（ΔH>0)
    • 可逆反应的ΔH实际吸收或放出热量的区别
      • 不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的反应热ΔH都表示反应进行到底（完全反应）时的能量变化
  • 燃烧热
    • 概念
      • 在25℃、101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量，燃烧热的单位是kJ/mol
    • 意义
      • 甲烷的燃烧热为ΔH=-890.31kJ/mol，它表示25℃、101kPa时，1mol甲烷完全燃烧生成二氧化碳和液态水时放出的890.31kJ的热量
    • 注意事项
      • 反应条件：25摄氏度和101kPa
      • 物质的燃烧热要求的是纯物质，且物质的量必须为1mol
      • “完全燃烧生成指定产物”是指单质或化合物燃烧后，变成最稳定的物质
      • 生成的水为液态不能是气态；C➡️CO是不完全燃烧；而硫➡️三氧化硫，三氧化硫不是燃烧产物
      • 文字叙述燃烧热时用正值，但用ΔH表示时必须注明负号
      • 指定产物
        • C→CO2(g)
        • H→H2O(l)
        • S→SO2(g)
        • N→N2(g)