化学反应中的能量变化奥塞教案

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1、化学反应中的能量变化奥塞教案讲义三化学反应中的能量变化一反应热1反应热的有关概念化学反应中，既发生物质变化又发生着能量变化，热能是能量变化的表现形式之一。在化学反应过程中放出或吸收的热量，通常叫做反应热。反应热用ΔH表示，单位为/l。（1）在化学反应过程中，反应物总能量大于生成物总能量，总的变化过程是放热的叫放热反应，ΔH为“-”，或ΔH<0。（2）在化学反应过程中，反应物总能量小于生成物总能量，总的变化过程是吸热的叫吸热反应，ΔH为“+”，或ΔH>0。（3）化学反应不仅遵守质量守恒定律、电子守恒定律、而且也

2、遵守能量守恒。反应物与生成物的能量差若以热能形式表现即为放热或者吸热，如果两者能量差比较接近，则放热或吸热不明显。2表明反应所放出或吸收的热量的化学方程式，叫做热化学方程式。热化学方程式既表明了化学反应中的物质变化（包括物质聚集状态的变化），又表明了化学反应中的能量变化。二热化学方程式的意义和书写1热化学方程式与一般化学方程式的不同（1）热化学方程式各物质前的化学计量数表示的为物质的量而不是分子数，所以该计量数可以是整数，也可以是分数。（2）热化学方程式中。必须注明各物质的聚集状态。因为物质的聚集状态不同，所具有的能量不

3、同，反应热也就不同。如：2H2（g）+2（g）==2H2（g）；ΔH=-4836/l2H2（g）+2（g）==2H2（l）；ΔH=-716/l热化学方程式不用表明“↑”和“↓”。（3）热化学方程式中必需注明ΔH以及“+”与“-”。书写热化学方程式时除注意以上三点外，还需注明反应的温度和压强，因为ΔH与温度和压强有关。但一般ΔH数据是在101Pa和2℃时的数据，因此一般情况下不注明温度和压强，即默认情况下均为101Pa和2℃。（4）热化学方程式是表明已完成的数量。由于ΔH与反应完成物质的量有关，所以方程式中化学是前面的化学

4、计量数必须与ΔH相对应。如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。当反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。如：如：①(石墨)+2(g)=2(g)ΔH=－393·l－1②(金刚石)+2(g)=2(g)ΔH=－394·l－1③H2(g)+1/22(g)=H2(g)ΔH=－2418·l－1④H2(g)+1/22(g)=H2(l)ΔH=－288·l－1⑤2H2(g)+2(g)=2H2(l)ΔH=－716·l－1⑥H2(g)=H2(g)+1/22(g)ΔH=+2418·l－1从①和②对比，可以看出写出晶形的必要性。

5、③和④对比，可以看出写出状态的必要性。④和⑤对比，可以看出计量数不同的热量变化。③和⑥对比，可以看出反应方向与热量的关系。三燃烧热和中和热1燃烧热：在101Pa时，1l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：/l所谓稳定的氧化物即该物质中所含的元素如：2(g)H：H2(l)S：S2(g)N：N2(g)l：Hl(aq)等。常见的物质的燃烧热有表可查2中和热：在稀溶液中，酸碱发生中和反应生成1lH2，这时的反应热叫中和热。强酸和强碱在稀溶液中发生中和反应时，1lH+与1lH-反应生成1lH2，都

6、放出73的热量。H+(aq)+H-(aq)===H2(l)；ΔH=-73/l浓酸与浓碱或弱酸与弱碱溶液发生中和反应生成1lH2，其反应热往往不等于73/l四盖斯定律1840年盖斯根据一系列实验事实得出规律，他指出：“若是一个反应可以分步进行，则各步反应的反应热总和与这个反应一次发生时的反应热相同。”这就是在各反应于相同条下完成市的有关反应热的重要规律——盖斯定律。Hess定律的实际意义：有的反应虽然简单，但其热效应难以测得。例如：+1/22=，是很简单的反应，但是难于保证产物的纯度，所以，反应热很难直接测定。应用Hess

7、定律，可以解决这一难题。已知：(石墨)+2(g)=2(g)（1）ΔH=－393·l－1(g)+1/22(g)=2(g)（2）ΔH=－2380·l－1（1）式－（2）式，得(石墨)+1/22(g)=2(g)ΔH=ΔH－ΔH=－393·l－1－（－2380·l－1）=－110/l例根据盖斯定律和下列数据，计算反应①的ΔH值：+2=；ΔH①+2=2ΔH=-393/l②+2=2ΔH=-283/l③ΔH2ΔH3ΔH12（I）II分析：将作为起始状态，2作为最终状态，则由生成2有下列两种途径：由图根据盖斯定律，得：ΔH1=ΔH2+Δ

8、H3解：根据盖斯定律，反应②=①+③故ΔH1=-393+283=-110/l即反应①的反应热为110/l练习：1热化学方程式中，各化学是前的计量数表示的意义正确的是（）A与一般的化学等程式相同B只表示物质的量只表示物质的量的比D只表示分子个数2已知在1×10Pa，298条下，2l氢气燃烧生成水蒸气放出484热量，下列