化學反應與能量變化知識點總結
一、化學反應與能量的變化
反應熱焓變
(1)反應熱:化學反應在一定條件下反應時所釋放或吸收的熱量。
(2)焓變:在恆壓條件下進行的化學反應的熱效應即為焓變。
(3)符號:ΔH,單位:kJ/mol或kJ·molˉ1。
(4)ΔH=生成物總能量-反應物總能量=反應物鍵能總和-生成物鍵能總和
(5)當ΔH為“-”或ΔH<0時,為放熱反應
當ΔH為“+”或ΔH>0時,為吸熱反應
熱化學方程式
熱化學方程式不僅表明了化學反應中的物質變化,也表明了化學反應中的能量變化。
H2(g)+?O2(g)=H2O(l)ΔH=-285.8kJ/mol
表示在25℃,101kPa,1molH2與?molO2反應生成液態水時放出的熱量是285.8kJ。
注意事項:(1)熱化學方程式各物質前的化學計量數只表示物質的量,不表示分子數,因此,它可以是整數,也可以是小數或分數。(2)反應物和產物的聚集狀態不同,反應熱數值以及符號都可能不同,因此,書寫熱化學方程式時必須註明物質的聚集狀態。熱化學方程式中不用“↑”和“↓”
中和熱定義:在稀溶液中,酸跟鹼發生中和反應生成1molH2O,這時的反應熱叫做中和熱。
二、燃燒熱
(1)概念:25℃,101kPa時,1mol純物質完全燃燒生成穩定的氧化物時所放出的熱量。
(2)單位:kJ/mol
三、反應熱的計算
(1)蓋斯定律內容:不管化學反應是一步完成或是分幾步完成,其反應熱是相同的。或者説,化學反應的的反應熱只與體系的始態和終態有關,而與反應的途徑無關。
反應熱的計算常見方法:
(1)利用鍵能計算反應熱:通常人們把拆開1mol某化學鍵所吸收的能量看成該化學鍵的鍵能,鍵能通常用E表示,單位為kJ/mol或kJ·mol-1。方法:ΔH=∑E(反應物)-∑E(生成物),即ΔH等於反應物的鍵能總和與生成物的鍵能總和之差。如反應H2(g)+Cl2(g)===2HCl(g)ΔH=E(H—H)+E(Cl—Cl)-2E(H—Cl)。
(2)由反應物、生成物的總能量計算反應熱:ΔH=生成物總能量-反應物總能量。
(3)根據蓋斯定律計算:
反應熱與反應物的物質的'量成正比。化學反應的反應熱只與反應的始態(各反應物)和終態(各生成物)有關,而與反應的途徑無關.即如果一個反應可以分步進行,則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱是相同的。例如:由圖可得ΔH=ΔH1+ΔH2,
四、化學反應與能量變化方程式
⑴△H只能寫在標有反應物和生成物狀態的化學方程式的右邊,用“;”隔開。若為放熱反應,△H為“-”;若為吸熱反應,△H為“+”。△H的單位為kJ/mol。
⑵反應熱△H與測定條件(如温度、壓強等)有關。所以書寫熱化學反應方程式的時候,應該注意標明△H的測定條件。
⑶必須標註物質的聚集狀態(s(固體)、l(液體)、g(氣體)才能完整的書寫出熱化學反應方程式的意義。方程式中不用“↑”、“↓”、“→”這些符號,而用"="來表示。
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