化学反应与能量(一).ppt

④需注明测定的温度和压强，若不注明则指 25℃、101 kPa条件。
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6பைடு நூலகம்
例：已知在通常情况下，1g乙烯完全燃烧时放出热 量为50.4kJ，写出乙烯完全燃烧的热化学方程式:
【解析】第一步：根据题意，先写出总反应方程式： C2H4(g)+3O2(g)=2CO2(g)+2H2O(l) △H=-1411.2kJ/mol 第二步：计算确定ΔH： 1 g乙烯放出50.4 kJ，1mol乙烯放出28×50.4kJ=1411.2 kJ
中和热----强酸和强碱的稀溶液(一般是指浓度< 1mol/L) 发生中和反应，生成1 mol 水时放出的热量。
【注意】不能是浓硫酸、醋酸、氨水等。因为浓硫酸遇 水放热，醋酸、一水合氨在水中电离均吸热，会影响中 和热的测定。
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二、常见的放热反应、吸热反应
吸热反应：大多数的分解反应； C 、CO、H2还原金属氧化物； C 与CO2生成 CO 的反应；
键能---1mol化学键断裂所需
要的能量。
关系：物质平均内能越小，
物质的稳定性越强，键能大；
反之亦然。
即：能量越低越稳定。
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燃烧热----在25℃、101kPa时，l mol可燃物完全燃烧生 成稳定的化合物时所放出的热量。单位：kJ/mol
【注意】H2、S、C燃烧后的稳定化合物是：H2O(l)、 SO2、CO2，不是 H2O(g)、SO3、CO。
选修4 化学反应原理
化学反应与能量(一)
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一、几组概念
反应热---化学反应中的热效应。 在等压条件下，反应热=焓变。
ΔH
放热反应---放出热量的化学反应。 吸热反应---吸收热量的化学反应。
活化能---活化分子比物质平均内能多出的那部分能量。
放热反应—ΔH<0的反应 吸2热020反-11-应16 —ΔH>0的反应
∆H>0，吸热反应
反应体系能量降低 反应体系能量升高
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三、热化学方程式
表示参加反应物质的量和反应热关系的化学方 程式，叫热化学方程式。
①ΔH数值前标记“+”或“-”号，注明单位kJ·mol-1 ，写 在方程式的右边。
②必须注明各物质的聚集状态（s、l、g、aq）。
③各物质的化学计量数只表示物质的量，不表示分子数， 因此可以是分数，注意焓变ΔH数值与相应的计量数相配。
然后在反应①②③中寻找相关物质与④对比，
①②须扩大倍数，③须调整方向把方程式反过来写，
调整后的三个方程式相加，消掉中间产物O2和CO2即可： ④=2×① + 4×② - ③
∴ ΔH4=2ΔH1+ 4ΔH2 - ΔH3
【小2结020】-11-从16 始态物→中间物→终态xx物，对方程式进行代数运算。10
带八个结晶水的氢氧化钡与氯化铵反应； （盐的水解反应）。
放热反应：大多数的化合反应； 酸碱中和的反应； 金属与酸的反应，金属与水的反应； 燃烧反应，爆炸反应 。
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【小结】
中和热
反应物 → 生成物
伴随能量变化
焓变（ΔH）
在等压条件下
中和反应 反应热 可燃物燃烧 燃烧热
∆H<0，放热反应
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四、反应热的计算
1、比例法计算：物质的量与反应热数值成正比 2、键能法计算：断键吸热为“+”，成键放热为“-” 3、盖斯法计算：总焓变ΔH=ΔH1+ΔH2的代数和 4、大小比较法：放热越多则ΔH越小，
吸热越多则ΔH越大。
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五、盖斯定律
一切化学反应的反应热只与反应体系的始态（反应物） 和终态（生成物）有关，而与反应的途径无关。
A
ΔH
B
∴ ΔH=ΔH1+ΔH2
ΔH1
C
ΔH2
A
A ΔH1
B ΔH2
ΔH
C ΔH3 D
ΔH1＞0
B
ΔH2＜0
即△H1＋ △H2 =０
即△H= △H1+ △H2+ △H3
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例、已知: ① CO(g) + 1/2O2(g) = CO2(g)；△H1 ×2 ② H2(g)＋1/2O2(g) = H2O(l)；ΔH2 ×4 ③ C2H5OH(l) + 3O2(g) = 2CO2(g) + 3H2O(l)；ΔH3×(-1) 求：④2CO(g)＋4H2(g) = C2H5OH(l) + H2O(l) 的 ΔH4 【解析】先观察反应④： 始态物是2CO(g)和4H2(g)，终态物是C2H5OH(l) 和 H2O(l)。