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1、一、化学反应与能量的变化一、化学反应与能量的变化1、焓变与反应热、焓变与反应热（1）化学反应的外观特征）化学反应的外观特征化学反应的实质是旧化学键断裂和新化学键生成，从外观上看， 所有的化学反应都伴随着能量的释放或吸收、发光、变色、放出气体、生成沉淀等现象的发生。能量的变化通常表现为热量的变化，但是化学反应的能量变化还可以以其他形式的能量变化体现出来，如光能、电能等。第一章第一章 化学反应与能量化学反应与能量（2）反应热的定义）反应热的定义当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为反应在此温度下的热效应，简称为反应热。通常用符号Q表示。反应热产生的原因：由于在化学反应过程中，当
2、反应物分子内的化学键断裂时，需要克服原子间的相互作用，这需要吸收能量；当原子重新结合成生成物分子，即新化学键形成时，又要释放能量。生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量的差即为该反应的反应热。（3）焓变的定义）焓变的定义对于对于在等压条件下进行的化学反应在等压条件下进行的化学反应，如果，如果反应中物质反应中物质的能量变化全部转化为热能（同时可能伴随着反应体系的能量变化全部转化为热能（同时可能伴随着反应体系体积的改变），而没有转化为电能、光能等其他形式的体积的改变），而没有转化为电能、光能等其他形式的能，能，则则该反应的反应热就等于反应前后物质的焓变该反应的反应热就
3、等于反应前后物质的焓变，称，称为焓变，符号为焓变，符号。=（反应产物）（反应产物）（反应物）（反应物）为为生成物的总焓与反应物总焓生成物的总焓与反应物总焓之差，称为反应焓变。之差，称为反应焓变。如果如果生成物的焓大于反应物的焓，说明反应物具有的总生成物的焓大于反应物的焓，说明反应物具有的总能量小于产物具有的总能量，需要吸收外界的能量才能能量小于产物具有的总能量，需要吸收外界的能量才能生成生成物，反应必须吸热才能进行。生成生成物，反应必须吸热才能进行。 即当即当（生成物）（生成物）（反应物），（反应物）， 0，反应为吸热反应。，反应为吸热反应。如果生成物的焓小于反应物的焓，如果生成物的焓小于反应
4、物的焓，说明反应物具有的总能量大于产说明反应物具有的总能量大于产物具有的总能量，需要释放一部物具有的总能量，需要释放一部分的能量给外界才能生成生成物，分的能量给外界才能生成生成物，反应必须放热才能进行。即当反应必须放热才能进行。即当（生成物）（生成物）（反应物），（反应物），0，反应为放热反应。，反应为放热反应。2、热化学方程式、热化学方程式（1）定义）定义表示参加反应的物质的表示参加反应的物质的物质的量和反应热物质的量和反应热的关系的的关系的学方程式，叫热化学方程式。学方程式，叫热化学方程式。（2）表示意义）表示意义不仅表明了化学反应中的物质化，也表明了化学反不仅表明了化学反应中的物质化，也
5、表明了化学反应中的能量变化。应中的能量变化。（3）书写热化学方程式须注意的几点）书写热化学方程式须注意的几点 只能写在只能写在标有反应物和生成物状态标有反应物和生成物状态的化学方的化学方程式的右边。程式的右边。 若为放热反应，若为放热反应，为为“-” ； 若为吸热反应，若为吸热反应，为为“+” 。 的单位一般为的单位一般为kJmol-1。焓变焓变与测定条件（温度、与测定条件（温度、 压强等）有关。因压强等）有关。因此书写热化学方程式时应注明此书写热化学方程式时应注明的测定条件。的测定条件。热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数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
6、，并不表示物质的分子数或仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数。因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。原子数。因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。反应物和产物的聚集状态不同，焓变反应物和产物的聚集状态不同，焓变不同。因不同。因此，必须注明物质的聚集状态才能完整地体现出热化此，必须注明物质的聚集状态才能完整地体现出热化学方程式的意义。气体用学方程式的意义。气体用“g” ，液体用，液体用“l” ，固体用，固体用“s” ，溶液用，溶液用“aq” 。热化学方程式中不用。热化学方程式中不用“” 和和“” 。若涉及同素异形体，要注明同素异形体的名称。若涉及同素异形体，要注明同素异形体的
7、名称。热化学方程式是表示反应已完成的量。热化学方程式是表示反应已完成的量。由于由于与反应完成的物质的量有关，所以方程式中与反应完成的物质的量有关，所以方程式中化学式前面的化学计量数必须与化学式前面的化学计量数必须与相对应，如果化学相对应，如果化学计量数加倍，则计量数加倍，则也要加倍。当反应向逆向进行时，也要加倍。当反应向逆向进行时，其焓变与正反应的焓变数值相等，符号相反。其焓变与正反应的焓变数值相等，符号相反。3、 中和反应反应热的测定中和反应反应热的测定（1）实验原理）实验原理将两种反应物加入仪器内并使之迅速混合，测量反应前后溶液温度的变化值，即可根据溶液的热容C，利用下式计算出反应释放或吸
8、收的热量Q。 Q=Cm(T2-T1)式中：C表示体系的热容；T1、T2 分别表示反应前和反应后体系的温度。（2）实验注意事项：）实验注意事项：作为量热器的仪器装置，其保温隔热的效果一定要好。盐酸和NaOH溶液浓度的配制须准确，且NaOH溶液的浓度须大于盐酸的浓度。为了使测得的中和热更准确，所用盐酸和NaOH的浓度宜小不宜大，如果浓度偏大，则溶液中阴阳离子间相互牵制作用就大，电离度就会减少，这样酸碱中和时产生的热量势必要用去一部分来补偿未电离分子的离解热，造成较大的误差。宜用有0.1分度值的温度计，且测量时尽可能读准，并估读到小数点后第二位。温度计的水银球部分要完全浸没在溶液中，而且要稳定一段时
9、间后再读数，以提高所测温度的精度。（3）实验结论）实验结论所测得的三次中和反应的反应热相同。（4）实验分析）实验分析以上溶液中所发生的反应均为H+OH-=H2O。由于三次实验中所用溶液的体积相同，溶液中 H+和OH-的浓度也是相同的，因此三个反应的反应热也是相同的。4.中和热中和热（1）定义：）定义： 在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1mol H2O（l）时所释放的热量为中和热。中和热是反应热的一种形式。（2）注意：）注意： 中和热不包括离子在水溶液中的生成热、 物质的溶解热、电解质电离的吸收热等。中和反应的实质是H+与OH-化合生成H2O，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热也不在中和
10、热内。二、燃烧热二、燃烧热 （1）概念：）概念：25，101kPa时，时，1mol纯物质完全燃烧纯物质完全燃烧生成稳定生成稳定的化合物的化合物时时所放出的热量所放出的热量，叫做该物质的燃烧热，叫做该物质的燃烧热，单位为单位为kJmol-1。如果是如果是1g物质完全燃烧的反应热，就叫做该物质的热值。物质完全燃烧的反应热，就叫做该物质的热值。（2）对燃烧热的理解）对燃烧热的理解燃烧热是反应热的一种，并且燃烧反应一定是放热反应，其燃烧热是反应热的一种，并且燃烧反应一定是放热反应，其为为“-” 或或 0。25，101kPa时，可燃物完全燃烧时，必须生成稳定的化合时，可燃物完全燃烧时，必须生成稳定的化合
11、物。如果该物质在燃烧时能生成多种燃烧产物，则应该生成不能再物。如果该物质在燃烧时能生成多种燃烧产物，则应该生成不能再燃烧的物质。如燃烧的物质。如C完全燃烧应生成完全燃烧应生成CO2（g），而生成），而生成 CO（g）属）属于不完全燃烧，所以于不完全燃烧，所以C的燃烧热应该是生成的燃烧热应该是生成CO2时的热效应。时的热效应。（3）表示燃烧热的热化学方程式书写）表示燃烧热的热化学方程式书写燃烧热是以员燃烧热是以员1mol物质完全燃烧所放出的热量来定义的，因此物质完全燃烧所放出的热量来定义的，因此在书写表示燃烧热的热化学方程式时，应以燃烧在书写表示燃烧热的热化学方程式时，应以燃烧1mol物质为标准
12、，物质为标准，来配平其余物质的化学计量数，故在其热化学方程来配平其余物质的化学计量数，故在其热化学方程式中常出现分数。式中常出现分数。（4）研究物质燃烧热的意义）研究物质燃烧热的意义了解化学反应完成时产生热量的多少，以便更好地控制反应条件，充分利用了解化学反应完成时产生热量的多少，以便更好地控制反应条件，充分利用能源。能源。3、能源、能源凡是能提供某种形式能量的物质统称能源。（1）能源的分类）能源的分类一次能源与二次能源 从自然界直接取得的自然能源叫一次能源，如原煤、原油、流过水坝的水等；一次能源经过加工转换后获得的能源称为二次能源，如各种石油制品、煤气、蒸气、电力、 氢能、沼气等。常规能源与
13、新能源 在一定历史时期和科学技术水平下，已被人们广泛利用的能源称为常规能源，如煤、石油、天然气、水能等。人类采用先进的方法刚开始加以利用的古老能源以及利用先进技术新发展的能源都是新能源，如核聚变能、风能、太阳能、海洋能等。可再生能源与非再生能源 可连续再生、永远利用的一次能源称为可再生能源，如水力、风能等；经过亿万年形成的、短期内无法恢复的能源，称为非再生能源，如石油、煤、天然气等。（2）人类对能源利用的三个时代）人类对能源利用的三个时代柴草能源时代：草木、 人力、 畜力、 大阳、 风和水的动力等。化石能源时代：煤、 石油、 天然气。多能源时代：核能、 太阳能、 氢能等。（3）燃料充分燃烧的条
14、件）燃料充分燃烧的条件要有足够的空气燃料与空气要有足够大的接触面注意：足够的空气不是越多越好，而是通入量要适当，否则过量的空气会带走部分热量，造成浪费。扩大燃料与空气的接触面，工业上常采用固体燃料粉碎或液体燃料以雾状喷出的方法，从而提高燃料燃烧的效率。（4）我国目前的能源利用状况）我国目前的能源利用状况目前主要能源是化石燃料，它们蕴藏有限且不能再生，终将枯竭，且从开采、 运输、 加工到终端的利用效率都很低。我们目前使用的最多的燃料，仍是化石燃料，它们都是古代动植物遗体埋在地下经过长时间复杂变化形成的，除含有C、H等元素外，还有少量S、N等元素，它们燃烧产生SO2、氮的氧化物，对环境造成污染，形
15、成酸雨。此外，煤的不充分燃烧，还产生CO，既造成浪费，也造成污染。（5）解决能源危机的方法：节约能源；开发新能源。3、有关燃烧热的计算、有关燃烧热的计算（1）计算公式）计算公式：Q放=n（可燃物）（2）含义：）含义： 一定量的可燃物完全燃烧放出的热量，等于可燃物的物质的量乘以该物质的燃烧热。（3）应用：）应用： “热量值与热化学方程式中各物质的化学计量数（应相对应）成正比” 进行有关计算。（4）应用：）应用： “总过程的反应热值等于各分过程反应热之和”进行有关计算。三、化学反应热的计算三、化学反应热的计算1、盖斯定律、盖斯定律（1）盖斯定律的内容）盖斯定律的内容化学反应的反应热只与反应体系的始
16、态（各反应物）化学反应的反应热只与反应体系的始态（各反应物） 和和终态（各生成物）终态（各生成物） 有关，有关， 而与反应的途径无关。如果一而与反应的途径无关。如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应反应热和个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应反应热和与该反应一步完成时的反应热是相同的，这就是盖斯定与该反应一步完成时的反应热是相同的，这就是盖斯定律。律。（2）特点）特点反应热效应只与始态、终态有关，与过程无关。反应热效应只与始态、终态有关，与过程无关。反应热总值一定。反应热总值一定。（3）意义）意义有些反应很慢，有些反应不容易直接发生，有些反应的有些反应很慢，有些反应不容易直接发生，
17、有些反应的产品不纯（有副反应发生），给测定反应热造成了困难。产品不纯（有副反应发生），给测定反应热造成了困难。应用盖斯定律，可以间接地把它们的反应热计算出来。应用盖斯定律，可以间接地把它们的反应热计算出来。2、反应热的计算、反应热的计算（1）依据）依据热化学方程式与数学上的方程式相似，可以移项（同时改变正、热化学方程式与数学上的方程式相似，可以移项（同时改变正、负号）；各项的系数（包括负号）；各项的系数（包括的数值）可以同时扩大或缩小相同的数值）可以同时扩大或缩小相同的倍数。的倍数。根据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式（包括根据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式（包括其其
18、）相加或相减，从而得到一个新的热化学方程式。）相加或相减，从而得到一个新的热化学方程式。可燃物完全燃烧产生的热量可燃物完全燃烧产生的热量=可燃物的物质的量可燃物的物质的量燃烧热。燃烧热。注：计算反应热的关键是设计合理的反应过程，正确进行已知方注：计算反应热的关键是设计合理的反应过程，正确进行已知方程式和反应热的加减合并。程式和反应热的加减合并。（2）计算方法）计算方法列出方程或方程组计算求解。列出方程或方程组计算求解。明确解题模式：审题明确解题模式：审题分析分析求解。求解。有关热化学方程式及有关单位书写正确。有关热化学方程式及有关单位书写正确。计算准确。计算准确。（3）进行反应热计算的注意事项
19、：）进行反应热计算的注意事项：反应热数值与各物质的化学计量数成正比，反应热数值与各物质的化学计量数成正比，因此热化学方程式中各物质的化学计量数改变因此热化学方程式中各物质的化学计量数改变时，其反应热数值需同时做相同倍数的改变。时，其反应热数值需同时做相同倍数的改变。热化学方程式中的反应热，是指反应按所给热化学方程式中的反应热，是指反应按所给形式完全进行时的反应热。形式完全进行时的反应热。正、正、 逆反应的反应热数值相等，符号相反。逆反应的反应热数值相等，符号相反。用某种物质的燃烧热计算反应放出的总热量用某种物质的燃烧热计算反应放出的总热量时，注意该物质一定要满足完全燃烧且生成稳时，注意该物质一定要满足完全燃烧且生成稳定的氧化物这一条件。定的氧化物这一条件。