化学反应的热效应、电化学讲义加习题

专题 化学反应与能量变化 一、化学反应的热效应及焓变

目标要求：1、反应热概念的含义和中和热的测量； 2、热化学方程式的正确书写； 3、反应焓变的计算（盖斯定律）。 反应热产生原因：

常见的放热反应：

①活泼金属与水或酸的反应 ②酸碱中和反应 ③燃烧反应 ④多数化合反应 常见的吸热反应：

①多数分解反应，如CaCO 3 CaO+CO 2↑

②2NH 4Cl （s ）+Ba(OH)2·8H 2O （s ）＝BaCl 2+2NH 3 ↑+10H 2O

③C(s)+H 2O(g) CO+H 2 ④CO 2+C 2CO

⑤弱电解质的电离及盐类水解

一、化学反应的反应热 （一）反应热

1、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该反应在此温度下的热效应，简称反应热。

2、反应热的意义：描述化学反应释放或吸收热量的物理量.

3、符号：Q

吸热反应Q>0 放热反应Q<0 4、单位：KJ 或J

5、获得Q 值的方法：（1）实验测量法 （2）理论计算法

6、反应热的分类： 中和热、燃烧热等 （二）中和热

1、定义：在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应，生成1mol 水（l ）时的反应热叫做中和热。

2、中和热的表示：H +(aq)+OH -(aq)=H 2O (l)；Q=—57.3kJ/mol 注意：（1）中和热与酸碱的用量无关

（2）H+(aq)和OH-(aq)是指在溶液中已经电离的

（3）求中和热的反应进行时离子反应只能有H+(aq)和OH-(aq)进行反应

中和热分析时应注意的特殊情形（以下情况生成1mol水时的热效应不等与57.3KJ/mol）：（1）CH3COOH溶液与NaOH溶液

（2）盐酸与氨水

（3）盐酸与NaOH固体

（4）浓硫酸液与NaOH溶液

（5）H2SO4溶液与Ba（OH)2溶液

注：①弱酸弱碱参与的中和反应中因其电离吸热会使测得的中和热偏小；而浓硫酸因其稀释时放热会使测得的中和热偏大；

②中和反应的实质是H+和OH—化合生成H2O，若反应过程中有其他物质生成，则这部分反应热也不算中和热。

3、中和热的测量

（1）仪器：量热计（环形玻璃搅拌棒、温度计、烧杯）

（2）原理：恒T、P下，反应热：

Q= —C(T2—T1) (C为热容，单位J/K)

或Q= —C m (T2—T1)（C为比热容，单位J•K-1•Kg-1）

中和热：Q = —mC(T2—T1)

n(H2O)

与酸、碱的用量无关

注：①T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度；

②T为热力学温度，单位为K , T（K）=t(℃)+273.15。

（3）步骤：测定盐酸与氢氧化钠溶液反应的反应热:

第一步：

用量筒量取50mL0.50mol/L盐酸，倒入简易量热计中，测量并记录盐酸的温度（t始1）第二步：

用另一量筒量取50mL0.55mol/L氢氧化钠溶液，测量并记录氢氧化钠溶液的温度（t始2）.

第三步：

将量筒中的氢氧化钠溶液迅速倒入盛有盐酸的简易量热计中，立即盖上盖板，用环形玻璃搅拌棒不断搅拌，观察温度计的温度变化，准确读出并记录反应体系的最高温度（t终）。第四步：

假设溶液的比热与水的比热相等，溶液的密度与水的密度相等，忽略量热计的比热，根据溶液温度升高的数值，计算中和反应的反应热并写出该反应的热化学方程式。

（三）燃烧热

在25℃、101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热．单位为kJ/mol

1.规定在101 kPa压强，测出反应所放出的热量，因为压强不定，反应热数值不相同．

2.规定可燃物物质的量为1 mol．（具有可比性）

3.规定可燃物完全燃烧生成稳定化合物所放出的热量为标准．

例如：H2S(g)+1/2O2（g）===H20（l）+S↓; Q1，由于生成的S没有燃烧完全，所

以这个反应放出的热量Q1不能作为H2S 的燃烧热，当H 2S(g)+3/2O 2（g ）===H 20（l ）+SO 2（g ）；Q2，这时水的状态为稳定的液态，而也生成稳定的氧化物SO 2，所以这时的Q2就是H 2S 的燃烧热。另外，对于水来说，1mol 可燃物完全燃烧必须生成液态水时放出的热量才能称为燃烧热，气态水不可以。

4.一定是生成氧化物。如，H 2+Cl 2点燃，是燃烧，但不是生成氧化物，所以只是反应热而不是燃烧热。

5.当说H 2的燃烧热是多少时，应说H 2的燃烧热是285.8kJ/mol ，是正值，不能说是-285.8kJ/mol 二、化学反应的焓变 （一）焓与焓变

1、焓（H ）：用来描述物质所具有的能量的物理量。

2、焓变（△H ）：生成物的总焓与反应物的总焓之差，称为反应焓变。是用来描述反应热的物理量。（1）单位：J •mol —1或kJ •mol —1 （2）表达式： △H=H （生成物) — H （反应物）

（3）规定：△H 吸热反应：△H>0 ，为“+” 说明：△H 的正负与Q 是一致的

放热反应：△H<0，为“—”

注意：进行△H 的比较时应考虑符号，如△H1= -100KJ/mol ，△H2=

-103KJ/mol ；虽然释放能量是2更多，但两者关系仍为△H1>△H2

（4）对于等压条件下的化学反应，若只存在化学能与热能之间的相互转化时（当化学能只转化为热能，不考虑转化为电能、光能、机械能等其他能量形式），则该反应的反应热等于焓变，表示为：Q p =△H （Q p 为等压反应热）

我们可以借助于反应焓变示意图来理解反应焓变与反应热之间的关系。

化学反应中的焓变示意图

△H = ∑E(反应产物） —∑E(反应物)

（二）热化学方程式

1、定义：表明反应所放出或吸收热量的化学方程式。

2、含义：不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。 【举例】H 2(g)+1/2O 2(g)=H 2O(l) △H (298K)=—285.8kJ•mol —1

意义：1mol H 2和2mol O 2反应生成1mol 液态H 2O(1)时放出285.8kJ 的热量。 （1）观察上述热化学方程式与普通的化学方程式有什么不同？ （2） △H 的单位中 mol —1的含义是什么？

（3）【对比分析】 观察下面三个热化学方程式：

①H 2(g)+1/2O 2(g)=H 2O(g) △H (298K)=—241.8kJ•mol —1 ② H 2(g)+1/2O 2(g)=H 2O(l) △H (298K)=—285.8kJ•mol —1

焓