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·
是整数,即表示微粒个数又表示
该物质的物质的量
既可以是整数,也可以是分数,只表示
物质的物质的量
状态
不要求注明
必须在化学式后注明
△H的正负号、
—
数值及单位
无
必须注明
意义
表明了化学反应中的物质变化
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。
10.书写热化学方程式时应注意的问题
⑴要在化学方程式的右边标出焓变(△H),放热反应,△H为“—”,吸热反应,△H为“+”,△H的单位是:
kJ·
或J·
⑵由于△H与测定条件有关(因压强对反应焓变影响很小),因此应在△H后注明反应温度,因为在不温度下进行同一反应,其反应焓变是不同的,在25°
C、101kPa下进行的反应,可不注明。
⑶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,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。
⑷要在物质的化学式后面用括号注明反应物和生成物的聚集状态,一般用英文字母g、l和s分别表示物质的气态、液态和固态,水溶液中的溶质则用aq表示。
⑸根据焓的性质,若化学方程式中各物质前的化学计量数加倍,则△H的数值也加倍;
若反应逆向进行,则△H改变符号,但绝对值不变。
11.方法技巧拓展
㈠常见的吸热反应和放热反应
⑴常见的吸热反应
*
①大多数分解反应
②C+CO
2CO;
C+H
O
CO+H
H
+CuO
Cu+H
O;
Ba(OH)
8H
O(晶体)+2NH
Cl(晶体)===BaCl
+2NH
+10H
O.
⑵常见的放热反应
1燃烧反应;
2中和反应;
3金属与水、酸或碱的反应;
4铝热反应;
5…
6大部分化合反应。
㈡对反应热和△H计算表达式的理解
⑴反应热:
一般可用量热计直接测量。
其值受各种因素(如温度、压强及物质聚集状态等)的影响,在中学化学中,一般研究在敞口容器中进行的反应,即恒定条件下反应放出和吸收的热量。
另外注意:
反应热是指化学反应过程中的能量变化,物理变化或原子核变化中的能量变化不是反应热,如浓硫酸的稀释烦热,NH
NH
溶于水的吸热等。
⑵△H有三种表达方式
1△H=吸收的能量—释放的能量
2△H=生成物的能量—反应物的能量
3△H=反应物的键能之和—生成物的键能之和
'
表达式①的理解:
△H>0或△H为“+”,反应吸热;
△H<0或△H为“—”,反应放热。
表达式②的理解:
如果反应物所具有的总能量高于生成物所具有的总能量,反应时就会以
热能的形式放出,即放热。
反之,则吸热。
表达式③的理解:
反应物的键能越小,稳定性越弱,能量就越高,破坏它需要的能量就越
小;
生成物的键能越大,稳定性越强,能量就越低,释放的能量就越大,
故需要放出能量,△H为负;
反之,△H为正。
㈢正确理解热化学方程式
1热化学方程式是指反应已完成的量,而△H的值与反应完成的量有关,故方程式中的化学计量数必须与△H相对应,成比例变化。
2<
3对于可逆反应的情况,正反应与逆反应的△H数值相等,符号相反,尤其注意:
如合成氨的反应3H
(g)+N
(g)
2NH
(g)△H=-kJ/mol是指生成2molNH
时放出kJ的热量,而不是3molH
与1molN
混合在一定条件下反应就可放出kJ的热量,,实际放出的热量小于kJ。
4同一反应中物质的聚集状态不同,反应热数值大小也不同。
㈣中和热的测定
中和热的测定是中学化学中一个重要的定量实验,操作要求极高。
⑴实验原理
在稀溶液中,强酸跟强碱发生中和反应生成1molH
O,这时的反应热叫做中和热。
本实验通过测定酸碱中和反应前后溶液温度的变化,计算反应过程中所放出的热量,并由此求得中和热。
⑴定义中的“稀溶液”一般是指酸、碱的物质的量
浓度均小于或等于1mol/L的溶液,因为溶液混
^
合时会产生溶解热效应而影响中和热的测定。
⑵实验测得生成1mol水放出的热量是指强
酸、强碱在稀溶液中发生中和反应时的中和热,
有弱酸或弱碱参加的中和反应,实验测出的中和
热数值一般低于,因为弱电解质反应时会
继续电离,电离时要吸热。
⑶中和热是以生成1mol水所放出的热量来定义的,因此在书写中和热的热化学
方程式时,就以生成1mol水为标准来配平其余物质的化学计量数。
【
⑵实验用品(以盐酸和NaOH溶液的反应为例)
1仪器:
量筒(50mL两个)、大烧杯(500mL)、小烧杯(100mL)、泡沫塑料或纸条、
泡沫塑料板或硬纸板(中心有两个孔)、环形玻璃搅拌棒。
2药品:
mol/L盐酸、mol/LNaOH溶液
⑶实验步骤
1组装:
组装绝热装置。
在大烧杯底部垫上泡沫塑料(或纸条),使放入的小烧杯杯口
与大烧杯杯口相平;
然后再在大、小烧杯之间填满泡沫塑料(或纸条);
再在大
烧杯上用泡沫塑料或硬纸板做盖板(如上图所示)。
2#
3用一个量筒量取50mLmol/L盐酸,倒入小烧杯中,并用温度计测量盐酸的温度,记入表中,然后把温度计上的酸用水冲洗干净。
4用另一个量筒量取50mLmol/LNaOH溶液,并用温度计测量NaOH溶液的温度
,记入表中。
5把套有盖板的温度计和环形玻璃搅拌棒放入盛盐酸的小烧杯中,并把量筒中NaOH溶液一次倒入小烧杯中,盖好盖板。
用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液,并准确读取混合溶液的最高温度,记为终止温度
6重复:
重复实验步骤②~④三次。
7计算:
取三次测量所得数据的平均值作为计算依据。
50mLmol/L盐酸与50mLmol/LNaOH溶液发生中和反应放出的热量为(
)·
J/(g·
℃)
=
.生成1molH
O时的反应热为△H=
kJ/mol.。
⑷注意事项
1作为量热器的仪器装置,要尽量减少热量散失。
除上述方法,可改用保温杯来做,
|
也可用块状聚苯乙烯泡沫塑料制成与小烧杯外径详尽的绝缘外套来做。
2盐酸和NaOH溶液浓度的配置必须准确,NaOH溶液的浓度必须稍大于盐酸,以
保证盐酸完全被中和,两者的浓度均宜小不宜大,若浓度偏大,则测定结果误差较大。
3盐酸和NaOH溶液的体积必须量取准确。
4温度计的读数要准确。
a.水银球部分要完全浸没在溶液中,且要稳定一段时间后再读数;
b.读数时应谨慎细心,把我病毒准最高温度且有同一个人来读;
c.测量盐酸的温度后,要将温度计上的酸冲洗干净后再测量NaOH溶液的温度。
\
⑤实验操作要快,以免热量损失,使误差增大。
⑸误差分析
由于在本实验中涉及量筒、温度计两种计量仪器,故其实验误差主要来源于:
1体积、温度测量不准;
2仪器保温效果不好或操作缓慢造成的热量损失;
3实验过程中液体外溅等。
第二节燃烧热能源
1.燃烧热
(
⑴概念:
在101kPa、25℃时,1mol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。
【注意:
下列元素要生成对应的氧化物
C→CO
H→H
O(l);
S→SO
①对燃烧热的理解:
a.燃烧热一般是由实验测得的。
物质燃烧时放出的热量多少与外界条件(如温度、压强)有关(如果未注明条件,就是指25°
C、101kPa时的热量),还与反应物和生成物的聚集状态有关。
b.定义中“1mol物质”是指1mol纯净物(单质或化合物)。
c.定义中“完全燃烧生成稳定的氧化物”是指单质或化合物燃烧后变为最稳定的氧化物。
如碳燃烧可生成一氧化碳或二氧化碳,而这里是指全部转化成二氧化碳才是稳定的氧化物。
水是生成液态水而不是气态水。
d.因为物质燃烧都是放热反应,所以表达物质燃烧时的△H均为负值,即△H<0
e.!
f.燃烧热是以1mol可燃物为标准进行测量的,因此在书写燃烧热的热化学方程式时,其他物质的化学计量数可用分数表示。
【释疑:
如何书写表示物质燃烧热的热化学方程式
燃烧热是以1mol物质完全燃烧缩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1mol物质为标准来配平其余物质的化学计量数,故在其热化学方程式中常出现分数。
如:
(g)+
(g)====H
O(l)△H=mol
所以H
的燃烧热为mol】
⑵有关燃烧热的计算:
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,即Q(放)=n(可燃物)×
(-△H)。
⑴往往不能正确理解燃烧热的概念,忽视生成物的种类和状态。
C→CO是不完全燃烧,而S→SO
不是燃烧产物,在H→H
O中生成的水为液态,不能是气态。
⑵物质的燃烧热数值越大,其火焰的温度不一定越高。
这是因为火焰的温度不仅仅与燃烧热的数值有关,还与外界条件、反应速率及产物等因素有关。
例如乙炔和乙烯燃烧的热化学方程式为:
C
(g)====2CO
(g)+H
O(l)△H=-1300kJ/mol
(g)+3O
(g)+2H
O(l)△H=-1411kJ/mol
乙烯的燃烧热大于乙炔的燃烧热,但乙烯的火焰温度却低于乙炔的火焰温度。
2.能源
⑴能源
1定义:
能提供能量的资源。
2)
3分类:
a.化石燃料(煤、石油、天然气)
b.阳光、风力、流水、潮汐
c.柴草
③地位:
是国民经济和社会发展的重要物质基础
⑵我国目前的能源状况
1主要能源是化石燃料
2化石燃料特点
a.蕴藏量有限
b.(
c.不能再生产
d.污染严重
e.最终将会枯竭
3能源利用率低
⑶解决能量危机的方法
1科学地控制燃烧反应,使燃料充分燃烧,提高能源的使用效率是节约能源的重要措施。
2寻找新能源,现在正探索的新能源有太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能和生物质能等。
它们资源丰富,可以再生,没有污染或很少污染,是未来的主要能源。
3.方法技巧拓展
&
⑴燃烧热和中和热的比较
燃烧热
中和热
反应条件
25℃、101kPa
酸碱的稀溶液
反应物的量
>
1mol可燃物,O
无限制
可能是1mol也可能不是1mol
生成物的量
水是1mol
适应范围
可燃物充分燃烧生成稳定氧化物
稀溶液中酸碱中和反应
,
影响因素
与反应物性质有关和反应物的量无关
与酸碱的强弱有关和酸碱的量无关
相同点
△H<0单位kJ/mol
第三节化学反应热的计算
1.盖斯定律
⑴内容:
不管化学反应是一步完成还是分几步完成,其反应热
是相同的。
如图1-15所示:
盖斯定律是质量守恒定律和能量守恒定律的共同体现。
⑵对盖斯定律的理解:
①途径角度;
②能量守恒角度
由于在指定的状态下,各种物质的焓值都是确定且唯一的,因此无论经过哪些步骤从反应物变成产物,它们的差值是不会改变的。
【说明:
能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础的,二者密不可分,但以物质为主。
⑶意义:
应为有些反应进行得很慢,有些反应不容易直接发生,有些反应的产品不纯(有副反应发生),这给测定反应的反应热造成了困难。
此时如果应用盖斯定律,就可以间接地把它们的反应热计算出来。
利用盖斯定律应注意以下几点:
g.;
h.一个热化学方程式中分子式前的化学计量数同时扩大一定的倍数时,焓变也相应地扩大相同的倍数。
i.若将一个热化学方程式中的反应物与生成物颠倒,则焓变的正负号也相应地改变。
j.若热化学方程式相加,则焓变也相加;
若热化学方程式相减,则焓变也相减。
2.方法技巧拓展
常用的有关反应焓变的简答计算的方法归类:
⑴根据热化学方程式进行计算:
焓变(△H)与反应物各物质的物质的量成正比。
⑵根据反应物和生成物的能量计算:
△H=生成物的能量之和—反应物的能量之和。
⑶根据反应物和生成物的键量计算:
△H=生成物的总键量—反应物的总键量。
.
⑷根据盖斯定律计算:
1根据盖斯定律的实质,分析给定反应与所求反应物质与焓变关系。
2运用解题技能,将已知热化学方程式进行变换、加减得到待求反应的热化学方程式。
⑸根据比热容和温度差进行计算:
⑹根据燃烧热、中和热计算:
可燃物完全燃烧放出的热量=n(可燃物)×
其燃烧热
中和反应放出的热量=n(H
O)×
中和热
【应用盖斯定律求反应热通常用两种方法:
⑴虚拟路径法:
C(s)+O
(g)====CO
(g)可设计为:
@
⑵加减法:
确定目标方程式后,以每一步反应的中间产物为桥梁对方程式进行化学计量
数调整、加减,消去中间产物,得到目标方程式,
也做相应的调整和加减运算,即得到目标方程式的
第二章化学反应速率和化学平衡
第一节化学反应速率
1.|
2.化学反应速率
⑴表示方法:
化学反应速率用单位时间内反应物或生成物浓度的变化来表示。
在容积不变的反应器中,通常是用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
⑵数学表达式:
表示反应速率,
表示各反应物或生成物的浓度,
表示其浓度变化(取其绝对值),
表示时间,
表示时间变化。
⑶特别说明:
①速率表述的共同之处:
a.都有一个确定的起点;
b.都有一个与速率大小相匹配的时间单位;
c.都有能说明体系某种变化的可计量的性质(如质量、体积、压强、浓度等)
~
②以具体某一种物质B表示的化学反应速率为:
因为:
的单位一般用mol/L表示;
的单位一般用s(秒)、min(分)、h(小时)等表示;
所以:
的单位可以是mol/(L·
s)或mol/(L·
min)或mol/(L·
h)等。
③由于
是取浓度变化的绝对值,故反应速率都取正值。
④同一个化学反应,在同一段时间内,用不同物质表示反应速率时,数值可能不同,但表达的意义却相同。
⑤在一定的温度下,固体和纯液体物质,单位体积里的物质的量保持不变。
即物质的量浓度为常数,因此它们的化学反应速率也被视为常数,一般不用这类物质来表示该反应的化学反应速率。
⑥由于在一定时间内的化学反应,有关物质的物质的量浓度是连续变化的。
所以化学反应速率由平均速率和即时(或瞬时)速率之分。
!
【注意】在中学化学里,通常说的化学反应速率一般是指平均速率。
但在速率-时间图像中经常出现瞬时速率。
2.化学反应速率的简单计算
⑴对任意一个反应,用符号来代替具体的化学物质,反应方程式为:
aA+bB====cC+Dd
⑵用不同物质表示的反应速率分别为:
【说明:
化学反应速率数值越大,该反应进行地越快。
<
对不同反应,用不同物质的浓度变化分别表示不同反应的反应速率数值,在数值上的大小并不一定真实揭示出反应的快慢,需要定量测出每个反应的反应速率级数,再做整体表达,才能比较出两个反应的快慢。
对同一反应,用不同物质的浓度变化表示的反应速率数值,只有转化为用同一物质浓度变化表示的反应速率数值,才能真实反映出反应的快慢。
因为在化学反应中浓度变化值与化学反应方程式中化学计量数成正比,而化学计量数的不同,计算出的反应速率数值也不同。
3.化学反应速率的测量
⑴化学反应速率测量的基本思想
化学反应速率是通过实验测定的。
因为化学反应中发生变化的是体系中的化学物质(包括反应物和生成物),所以与其中在任何一种化学物质的浓度(或质量)相关的性质在测量反应速率时都可以加以利用。
⑵用于化学反应速率测量的物质性质
①直接可观察的性质,如释放出气体的体积和体系的压强。
②依靠科学仪器才能测量的性质,如颜色的深浅、光的吸收、光的发射、导电能力等。
:
③在溶液中,当反应物或产物本身有比较明显的颜色时,常常利用颜色深浅和显色物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。
4.方法技巧拓展
⑴对化学反应速率的理解应注意的一个问题
表示:
化学反应速率可用反应体系中任何一种反应物或生成物浓度的变化表示,一般是以最容易测定的一种物质表示,且必须标明是什么物质的反应速率。
⑵用化学反应速率来比较同一反应在不同条件下反应的快慢时:
①应选择同一物质来比较,不能直接比较不同物质的反应速率;
②要统一速率单位,要格外注意速率的单位:
mol/(L·
min)与mol/(L·
s)的数值有60倍的关系。
⑶测定化学反应速率的物理方法
①量气法:
对于反应,可测量反应中的唯一气体产物在温度、压强一定时的体积变化。
②比色法:
由于物质对特定波长的光的吸收性能不同,因此可以通过吸光度来测定反应物浓度。
③电导法:
根据离子导电能力的差异,通过电导率的变化测定反应物中离子浓度的变化,从而计算化学反应速率。
第二节影响化学反应速率的因素
一、简化后的有效碰撞模型
1.化学反应的过程:
就是反应物分子中的原子重新组合成生成物分子的过程,也就是反应物分子中化学键的断裂,生成物分子中化学键的形成过程。
2.发生化学反应的先决条件:
旧键的断裂和新键的形成都是通过反应物分子(或离子)的相互碰撞来实现的。
因此,反应物分子(或离子)间的碰撞是反应发生的先决条件。
3.有效碰撞与化学反应
⑴有效碰撞:
在某个化学反应中,那么多的反应物分子,其能量高低不同。
并且,在通常状况下,能量相对较高的分子所占的比例较小,能量相对较低的分子所占的比例较大。
研究证明,只有能量高度达到某一定值的分子,才能在碰撞以后有可能使原子间的化学键断裂,从而导致化学反应的发生。
我们把能够发生化学反应的分子碰撞叫做有效碰撞。
⑵活化分子:
把能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子。
①活化分子具有比普通分子(非活化分子)更高的能量;
②活化分子也并不是每次碰撞都能引起化学反应的发生。
4.活化能:
活化分子比普通分子所多出的那部分能量称作活化能。
图2-7上的
是反应的活化能,
是活化分子变
成生成物分子放出的能量,能量差
是反应热。
从图中可以看出,活化能的大小虽然意味着一般分子成为活化分子的难易,但是对这个化学反应前后的能量变化并不产生影响。
有没有活化能为0的化学反应为什么
有!
实验事实证明这种反应是存在的。
离子反应就是一个例证:
和
、
在水溶液中混合时,反应几乎都是在瞬间内完成的。
应当认为它们不需要活化能来推动它们之间的反应。
还有,距离地面约50~85km的大气层,平均气温只有-50℃,但是存在于其中的大量自由原子之间的反应却不需要活化能的推动。
其原因是:
因为它们在反应之前已经成为自由的离子或原子,不再需要用来破坏或减弱化学键以便启动化学反应的“活化能”的缘故。
二、浓度对反应速率的影响
1.浓度对反应速率的影响规律:
其他条件相同时,增大反应物浓度,反应速率加快,减小反应物浓度,反应速率减慢。
2.浓度对反应速率影响规律的原因:
在其他条件不变时,对某一反应来说,活化分子在反应物分子中所占的百分数是一定的,因此,单位体积内活化分子的数目与单位体积内反应物分子的总数成正比,也就是和反应物的浓度成正比。
当反应物浓度增大时,单位体积内分子数增多,活化分子数也相应增多。
⑴由于在一定条件下,固体的浓度是固定的,所以固体物质在化学反应中浓度不改变,但因为固体物质的反应是在表面进行的,故与其表面积有关,当固体颗粒被粉碎时,会增大表面积,加快反应速率。
:
⑵化学反应速率由单位时间、单位体积内的有效碰撞次数决定。
三、压强对反应速率的影响
1.压强对反应速率的影响规律:
对于气体反应来说,其他条件相同时,增大压强(缩小容器的体积),反应速率加快;
减小压强(增大容器的体积),反应速率减慢。
⑴若参加反应的物质为固体、液体或溶液,由于压强的变化对它们的浓度几乎无影响,可以认为反应速率不变。
⑵像化学反应Zn+H2SO4===ZnSO4+H2↑,生成物中有气体,反应物中无气体,增大压强化学反应速率不增大,减小压强化学反应速率也不减小。
2.压强对化学反应速率影响规律的原因:
对于有气体参加的反应来说,当温度一定时,活化分子在反应物分子中所占的百分数是一定的,但增大压强(即缩小体积)时,增大了单位体积内的活化分子数,活化分子碰撞几率增大,所以增大了化学反应速率。
【点拨:
压强对化学反应速率的影响,其实就是浓度的影响。
!
四、温度对反应速率的影响
1.温度对反应速率的影响规律:
其他条件相同时,升高温度,反应速率加快,降低温度,反应速率减慢。
2.温度对反应速率影响规律的原因
在浓度一定时,升高温度,反应物分子的能量增加,使一部分原来能量较低的分子变成活化分子,从而增大了反应物分子中活化分子的百分数,使有效碰撞次数增多,因而
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