知識點1. 化學(xué)變化中的物質(zhì)變化與能量變化. 物質(zhì)變化的實質(zhì):舊化學(xué)鍵的斷裂和新化學(xué)鍵的生成. 能量變化的實質(zhì):破壞舊化學(xué)鍵需要吸收能量,形成新化學(xué)鍵需要放出能量,化學(xué)反應(yīng)過成中,在發(fā)生物質(zhì)變化的同時必然伴隨著能量變化.如下圖: 也可以從物質(zhì)能量的角度來理解: 概念: 1. 反應(yīng)熱: 化學(xué)反應(yīng)過程中所釋放或吸收的能量,都可以用熱量(或換算成相應(yīng)的熱量)來表示,叫反應(yīng)熱. 2. 放熱反應(yīng): 化學(xué)反應(yīng)過程中釋放能量的反應(yīng)叫放熱反應(yīng). 3. 吸熱反應(yīng): 化學(xué)反應(yīng)過程中吸收能量的反應(yīng)叫吸熱反應(yīng). 4. 燃燒熱:25°C、101kPa時,1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量叫做該物質(zhì)的燃燒熱.單位:kJ/mol或J/mol. 提示: (1)規(guī)定要在25°C,101kPa下測出熱量,因為溫度、壓強不定反應(yīng)熱的數(shù)值也不相同. (2)規(guī)定可燃物的物質(zhì)的量為1mol. (3)規(guī)定可燃物完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物所放出的熱量為標準.所謂完全燃燒,是指物質(zhì)中下列元素完全轉(zhuǎn)化成對應(yīng)的物質(zhì):C----CO2 ,H----H2O ,S----SO2 ,等. 5. 中和熱:在稀溶液中,酸和堿發(fā)生反應(yīng)時生成1molH2O,這時的反應(yīng)熱叫做中和熱. 提示: (1)必須是酸和堿的稀溶液,因為濃酸和濃堿在相互稀釋的時候會放熱; (2)強酸和強堿的稀溶液反應(yīng)才能保證中和熱是57.3kJ/mol,而弱酸或弱堿在中和反應(yīng)中電離吸收熱量,其中和熱小于57.3kJ/mol; (3)以1mol水為基準,所以在寫化學(xué)方程式的時候應(yīng)該以生成1mol水為標準來配平其余物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù).即H2O的系數(shù)為1. 常見的吸熱反應(yīng)和放熱反應(yīng): 吸熱反應(yīng):其特征是大多數(shù)反應(yīng)過程需要持續(xù)加熱,如CaCO3分解等大多數(shù)分解反應(yīng),H2和I2、S、P等不活潑的非金屬化合,Ba(OH)2·8H2O和NH4Cl固體反應(yīng),CO2和C的反應(yīng)。 放熱反應(yīng):燃燒、中和、金屬和酸的反應(yīng)、鋁熱反應(yīng)等。 說明:吸熱反應(yīng)有的不需要加熱如:Ba(OH)2·8H2O和NH4Cl固體反應(yīng),多數(shù)需要加熱,放熱反應(yīng)有的開始時需要加熱以使反應(yīng)啟動。即反應(yīng)的吸、放熱與反應(yīng)條件無關(guān)。 知識點2. 化學(xué)反應(yīng)的焓變 概念: 1. 焓:用于表示物質(zhì)所具有的能量的這一固有性質(zhì)的物理量,叫做焓。 2. 化學(xué)反應(yīng)的焓變:化學(xué)反應(yīng)過程中反應(yīng)物總能量與生成物總能量的變化叫做反應(yīng)的焓變。熱化學(xué)研究表明,對于在等壓條件下進行的化學(xué)反應(yīng),如果反應(yīng)中物質(zhì)的能量變化全部轉(zhuǎn)化為熱能(同時可能伴隨著反應(yīng)體系體積的改變),而沒有轉(zhuǎn)化為電能、光能等其他形式的能,則該反應(yīng)的反應(yīng)熱就等于反應(yīng)前后物質(zhì)的焓的變化。表達為: Qp=△H 其中:Qp表示在壓強不變的條件下化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱。 △H=H(反應(yīng)產(chǎn)物)-H(反應(yīng)物) △H為反應(yīng)產(chǎn)物的總焓與反應(yīng)物的總焓之差,稱為化學(xué)反應(yīng)的焓變。 知識點3. 熱化學(xué)方程式及其書寫 概念:熱化學(xué)方程式:能表示參加反應(yīng)物質(zhì)的量和反應(yīng)熱之間的關(guān)系的化學(xué)方程式。 意義:既表明了化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化,也表明了化學(xué)反應(yīng)中的能量變化。 書寫注意事項: (1) 要注明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)(若為同素異形體、要注明名稱),因為物質(zhì)呈現(xiàn)哪一種聚集狀態(tài),與它們所具有的能量有關(guān),即反應(yīng)物的物質(zhì)相同,狀態(tài)不同,△H也不同。 (2) 要注明反應(yīng)溫度和壓強。因為△H的大小和反應(yīng)的溫度、壓強有關(guān),如不注明,即表示在101kPa和25°C。 (3) 熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)不表示分子個數(shù),而是表示物質(zhì)的量,故化學(xué)計量數(shù)可以是整數(shù),也可以是分數(shù)。相同物質(zhì)的化學(xué)反應(yīng),當化學(xué)計量數(shù)改變時,其△H也同等倍數(shù)的改變。 (4) △H的表示:在熱化學(xué)方程式中△H的“+”“-”一定要注明,“+”代表吸熱,“-”代表放熱?!鱄的單位是:kJ/mol或J/mol。 知識點4. 焓變的計算――蓋斯定律及其應(yīng)用 1. 蓋斯定律:化學(xué)反應(yīng)不管是一步完成還是幾步完成,其反應(yīng)熱是相同的,也就是說,化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)(各反應(yīng)物)和終態(tài)(各生成物)有關(guān),而與具體的反應(yīng)進行的途徑無關(guān)。如果一個反應(yīng)可以分幾步進行,則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱和該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱相同,這就是蓋斯定律。 2. 蓋斯定律的應(yīng)用 蓋斯定律在科學(xué)研究中具有重要意義。因為有些反應(yīng)進行的很慢,有些反應(yīng)不容易直接發(fā)生,有些反應(yīng)的產(chǎn)品不純(有副反應(yīng)發(fā)生),這給測定反應(yīng)熱造成了困難。此時如果應(yīng)用蓋斯定律,就可以間接的把它們的反應(yīng)熱計算出來。例如: C(S)+0.5O2(g)=CO(g) 上述反應(yīng)在O2供應(yīng)充分時,可燃燒生成CO2、O2供應(yīng)不充分時,雖可生成CO,但同時還部分生成CO2。因此該反應(yīng)的△H無法直接測得。但是下述兩個反應(yīng)的△H卻可以直接測得: C(S)+O2(g)=CO2(g) ; △H1=-393.5kJ/mol CO(g) +0.5 O2(g)=CO2(g) ;△H2=-283.0kJ/mol 根據(jù)蓋斯定律,就可以計算出欲求反應(yīng)的△H。 分析上述反應(yīng)的關(guān)系,即知 △H1=△H2+△H3 △H3=△H1-△H2=-393.5kJ/mol-(-283.0kJ/mol) =-110.5kJ/mol 由以上可知,蓋斯定律的實用性很強。
3.反應(yīng)熱計算 根據(jù)熱化學(xué)方程式、蓋斯定律和燃燒熱的數(shù)據(jù),可以計算一些反應(yīng)的反應(yīng)熱。 (1) 反應(yīng)熱、燃燒熱的簡單計算都是以它們的定義為基礎(chǔ)的,只要掌握了它們的定義的內(nèi)涵,注意單位的轉(zhuǎn)化即可。 (2) 關(guān)于熱化學(xué)方程式的簡單計算的依據(jù) a熱化學(xué)方程式中化學(xué)計量數(shù)之比等于各物質(zhì)物質(zhì)的量之比;還等于反應(yīng)熱之比。 b熱化學(xué)方程式之間可以進行加減運算。 |
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