化學反應的熱效應高中化學—化學反應原理化學反應帶來什么？鋁熱反應物質(zhì)變化能量變化熱能：放出大量熱光能：發(fā)出耀眼白光化學反應涉及主要能量形式：內(nèi)能、化學能、熱能、電能、機械能、光能、生物能內(nèi)能：是體系內(nèi)物質(zhì)所含各種微粒的能量（動能、勢能、核能、電子能）總合能量守恒定律能量既不會憑空產(chǎn)生，也不會憑空消失，它只會從一種形式轉(zhuǎn)化為另一種形式，或者從一個物體轉(zhuǎn)移到其它物體，而能量的總量保持不變?；瘜W反應的內(nèi)能變化的微觀實質(zhì)舊鍵斷裂，吸收能量新鍵形成，放出能量內(nèi)能增大（U1→U2）內(nèi)能減小（U2→U3）U1U2U3U1≠U3，反應前后內(nèi)能改變，若內(nèi)能增大，內(nèi)能從何而來？若內(nèi)能減小，內(nèi)能去哪兒了？一種理論：能量越低越穩(wěn)定01焓變焓變與反應熱焓變：化學反應過程中只存在體積功（We），不存在其他功（Wf）的條件下，吸收或釋放的熱（Q）即為反應的焓變（ΔH）。ΔH＞0→Q＞0→吸收熱量ΔH＜0→Q＜0→放出熱量放熱反應與吸熱反應大多數(shù)反應放熱（ΔH＜0）部分反應吸熱（ΔH＞0）燃燒、中和、大多數(shù)化合、氧化還原大多數(shù)分解、C＋CO2=2CO、Ba(OH)2+NH4Cl焓（H）是一種與內(nèi)能有關的狀態(tài)量（H=U+pV）判斷化學反應過程ΔH的正負依據(jù)為反應熱1、當Wf=0，ΔH=Q2、當We=0，ΔH=ΔU=U2-U1

依據(jù)為內(nèi)能的變化3、ΔH=H2-H1

能量的變化依據(jù)為焓的變化ΔH=∑H(生成物)

-∑H(反應物)判斷化學反應過程ΔH的正負ΔH只與始末狀態(tài)有關4、已知系統(tǒng)過程中分別吸收和放出的能量，ΔH=E1–E2已知：一定條件下，1mol氣態(tài)H2

與1mol氣態(tài)Br2

斷鍵時分別需要吸收436kJ和193kJ的能量，而1mol氣態(tài)HBr成鍵時會放出

366kJ的能量。據(jù)此推算，反應：H2(g)+Br2(g)

=

2HBr(g)的ΔH大于0還是小于0？ΔH=436kJ+193kJ–2×366kJ=–103kJΔH=E(吸收)–E(放出)ΔH=–判斷化學反應過程ΔH的正負4、已知系統(tǒng)過程中分別吸收和放出的能量，ΔH=E(吸收)–E(放出)5、已知反應物和生成物共價鍵的鍵能

反應物鍵能化學鍵的鍵能是拆開(或形成)1mol化學鍵時吸收(或放出)的能量。生成物鍵能

02熱化學方程式熱化學方程式（表示化學反應的物質(zhì)變化與焓變）在298K時，1molH2(g)和0.5molO2(g)反應生成1molH2O(l)放出285.8kJ熱量注意事項：ΔH的數(shù)值必須帶+/—（+為吸熱；—為放熱）單位：kJ·mol-1（指物質(zhì)的量為化學計量數(shù)的反應物生成產(chǎn)物的熱量）ΔH的數(shù)值與化學計量數(shù)成正比；反應逆向發(fā)生，ΔH數(shù)值變?yōu)橄喾磾?shù)反應有溫度壓強，默認298K,

101kPa；物質(zhì)有聚集狀態(tài)（g,

l,

s,aq）可為分數(shù)思考下述熱化學方程式的含義：在298K時，2molH2(g)和1molO2(g)反應生成2molH2O(l)放出571.6kJ熱量熱化學方程式（表示化學反應的物質(zhì)變化與焓變）1、在298K和101kPa時，1molN2(g)和3molH2(g)反應生成2molNH3(g)放出92kJ熱量，寫出合成氨反應的熱化學方程式為：N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)ΔH1=-92kJ·mol-12、完善以下熱化學方程式，并說出其含義。NH3=1/2N2+3/2H2

ΔH2=3、已知H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)ΔH3=-285.8kJ·mol-1現(xiàn)有熱化學方程式：H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)ΔH4，ΔH4=

ΔH3

嗎？不寫可逆符號相變和溶解也存在熱效應ΔH＞0→吸收熱量ΔH＞0→吸收熱量H=U+pV03反應熱的計算—蓋斯定律反應熱的計算已知：H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)ΔH1=-285.8kJ·mol-1

H2O(l)=H2O(g)ΔH2=+44kJ·mol-1求解：H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)ΔH3=?ΔH只與始末狀態(tài)有關，與中間路徑無關ΔH3=ΔH1+ΔH2

=-241.8kJ·mol-1

先放熱后吸熱熱化學方程式可進行代數(shù)加減，對應的焓變亦可（1）（2）（3）A+BC(l)C(g)（1）（2）（3）蓋斯定律：一個化學反應，不論是一步完成，還是分幾步完成，其總的熱效應是完全相等的。（3）=（1）+（2）蓋斯定律的應用化學手冊上查得下述反應在298K時的焓變：C(s,石墨)+O2(g)=CO2(g)ΔH1=-393.5kJ·mol-12CO(g)+O2(g)=2CO2(g)ΔH2=-566kJ·mol-1寫出2C(s,石墨)+O2(g)=2CO(g)（3）的熱化學方程式。(3)可由

2(1)-(2)得出，故其ΔH3=2ΔH1-

ΔH2

=-221kJ·mol-12C(s,石墨)+O2(g)=2CO(g)ΔH3=-221kJ·mol-1（1）（2）蓋斯定律的應用——標準燃燒熱熱值：101kPa，298K下，1g物質(zhì)完全燃燒的反應熱（正值）標準燃燒熱：101kPa，298K下，1mol物質(zhì)完全燃燒的反應熱（正值）C和CO與氧氣燃燒均能放出熱量，但不同物質(zhì)燃燒產(chǎn)生不同產(chǎn)物放出的熱量并不相同，如何衡量不同物質(zhì)的燃燒效率？C(s,石墨)+O2(g)=CO2(g)ΔH1=-393.5kJ·mol-12CO(g)+O2(g)=2CO2(g)ΔH2=-566kJ·mol-12C(s,石墨)+O2(g)=2CO(g)ΔH3=-221kJ·mol-1完全燃燒穩(wěn)定產(chǎn)物：C→CO2(g)，H→H2O(l)，N→N2(g)，S→SO2(g)分別寫出表示C(s)和CO(g)標準燃燒熱的熱化學方程式和標準燃燒熱的值。表達標準燃燒熱的熱化學方程式：①可燃物系數(shù)為1②與焓變區(qū)分蓋斯定律的應用——利用標準燃燒熱計算反應的焓變化學手冊上查得C(s)、H2(g)和C2H2(g)的標準燃燒熱：C(s)+O2(g)=CO2(g)ΔH1=-393.5kJ·mol-1H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)ΔH2=-285.8kJ·mol-1C2H2(g)+5/2O2(g)=2CO2(g)+H2O(l)ΔH3=-1299.6kJ·mol-1寫出2C(s)+H2(g)=C2H2(g)（4）的熱化學方程式。(4)=2(1)+(2)-(3)ΔH4=2ΔH1+

ΔH2–ΔH3

=+226.8kJ·mol-12C(s)+H2(g)=C2H2(g)ΔH4=+226.8kJ·mol-1（1）（2）（3）利用物質(zhì)的標準燃燒熱可計算出難以測量反應熱的反應的焓變04反應熱的測量反應熱/焓變的測量內(nèi)能和焓的絕對數(shù)值無法測量，但當Wf=0，ΔH(焓變)=Q(反應熱)如何測量反應吸收或放出的熱量(Q)呢？物質(zhì)的哪個物理性質(zhì)的變化可以反應出熱量(Q)的變化？溫度熱容(J·K-1)溫度變化(K)熱容：一定量物質(zhì)溫度升高1℃所需吸收的熱中和熱的測量在稀溶液中，強酸與強堿發(fā)生中和反應生成1mol液態(tài)水的反應熱。測量過程：①初始溫度(T1)；②終止溫度(T2)；③重復實驗操作三次，取平均值，

異常數(shù)據(jù)要舍去；④實驗數(shù)據(jù)處理。Q1：環(huán)形玻璃攪拌棒的作用：______________________________________Q2：大燒杯上如不隔熱，所得中和熱絕對值將_________2、離子反應唯一：H+(aq)+OH-(aq)=H2O

(l)使溶液混合均勻，反應更快更充分，測量更準確偏小焓變?yōu)槎ㄖ担害=-57.3kJ·mol-11、濃酸濃堿、弱酸弱堿的反應存在額外的熱效應中和熱的誤差分析在稀溶液中，強酸與強堿發(fā)生中和反應生成1mol液態(tài)水的反應熱。2、離子反應唯一：H+(aq)+OH-(aq)=H2O

(l)焓變?yōu)槎ㄖ担害=-57.3kJ·mol-11、濃酸濃堿、弱酸弱堿的反應存在額外的熱效應3、中和熱不包括其他離子的反應熱、物質(zhì)溶解熱、電離熱效應。①有弱酸或弱堿參加的中和反應，實驗測出的中和熱數(shù)值一般_____57.3kJ·mol-1，因為弱電解質(zhì)反應時會繼續(xù)________，要______（填“吸熱”或“放熱”）；②有濃酸后濃堿參加的中和反應，驗測出的中和熱數(shù)值一般______57.3kJ·mol-1，因為濃酸或濃堿稀釋時會顯著______（填“吸熱”或“放熱”）；③測定稀硫酸溶液與Ba(OH)2溶液的反應熱，則所測ΔH偏小，即放出的熱量偏_____，這主要是因為Ba2＋和SO42-生成難溶物BaSO4也會_____熱量。＜電離吸熱＜放熱多放出05化學熱力學的研究方法化學反應帶來什么？兩個維度：物質(zhì)變化+能量變化例題：已知500℃時，CH4和H2O重整主要發(fā)生下列反應：CH4(g)+H2O(g)?CO(g)+3H2(g)CO(g)+H2O(g)?CO2