反应热的测量及计算.doc

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1、1、燃烧热(1)概念：1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热，单位为kJ/mol。1g物质完全燃烧的反应热叫做该物质的热值。在101kPa、25℃的条件下的燃烧热又叫做标准燃烧热。(2)表示燃烧热的热化学方程式书写：燃烧热是以1mol物质完全燃烧所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：H2(g)+O2(g)=H2O(l)；△H=-285.8kJ/molC8H18(l)+O2(g)=8CO2

2、(g)+9H2O(l)；△H=-5518kJ/mol所以的燃烧热分别为285.8kJ/mol、5518kJ/mol。(3)对燃烧热的理解燃烧热是反应热的一种，其△H为“-”或△H<0。可燃物完全燃烧，生成稳定的化合物。完全燃烧时，下列物质要生成对应的化合物C→CO2H2→H2OS→SO2C→CO不是完全燃烧，S→SO3，SO3不是S的燃烧产物，H2燃烧生成的水应为液态，不能是气态。燃烧热通常是由实验测得的。可燃物以1mol纯物质作为标准进行测量。2、中和热(1)定义：在稀溶液中，酸和碱发生中和反应生成1molH2O(l)时所释放的

3、热量为中和热。(2)对中和热的理解中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离的吸收热所伴随的热效应。中和反应的实质是H+与OH-化合生成H2O，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热也不再中和热内。中和热必须质生成1mol水放出的热量。中和热表示为：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)；△H=-57.3kJ/mol用下列符号表示物质所处的状态：气态用“g”，液态用“l”，固态用“s”、溶液用“aq”。3、反应热的测量(1)仪器：量热计量热计有内外两个筒组成，外筒的外壁覆盖有保温层。盖上有温度计和环形玻璃搅

4、拌棒。(2)原理：将两种反应物加入内筒并使之迅速混合，测量反应前后溶液温度的变化值即可根据溶液及量热计热容C利用下式计算出反应释放或吸收的热量Q。Q=-C(T2-T1)式中：C表示体系的热容；T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。注意：热容和比热的含义当物质吸收热量升高时，温度每升高1K所吸收的热量，成为该物质的热容，用符号C表示。热容单位是J/K。物质的热容与其质量成正比。单位质量的物质的热容成为该物质的比热容，简称比热。比热的单位是kJ/(K·kg)。(3)中和反应的反应热测量：实验原理：H+(aq)+OH-(aq)=H

5、2O(l)；△H<0使一定量的酸、碱完全反应，测量反应前后溶液温度的变量，利用下式计算△H值。△H=-m·C·(T2-T1)/n(H2O)m：液体的质量；C：比热；T：热力学温度，与摄氏度关系T=t+273.15。T1：反应前的液体温度T2：反应后的液体温度实验成功的关键：保证一定量的酸或碱充分反应。保证全反应热，并准确测量溶液的温度。实验用品：仪器：量热计、烧杯、量筒。药品：1.0mol/L的HCl溶液、1.0mol/L的HNO3溶液、1.0mol/L的NaOH溶液、1.0mol/L的KOH溶液。实验步骤：第一步测量中和前酸和碱

6、溶液的温度用量筒取100mL1.0mol/L的HCl溶液加入量容计容器的内筒中，盖上杯盖，读取并记录液体的温度T1；用另一量筒取105mL1.0mol/L的NaOH溶液加入250mL的烧杯中，测量、调节其温度，使之与量热计中HCl溶液的温度相同。第二步测量酸、碱中和的温度将烧杯中的酸液快速倒入量热计容器的内筒中，立即盖严杯盖，将温度计的感温泡插入液体的中央，均匀充分搅拌液体，读取并记录液体的最高温度T2。第三步对比实验用同样的实验仪器，用1.0mol/L的HNO3溶液代替1.0mol/L的HCl溶液，改用1.0mol/L的KOH溶

7、液代替1.0mol/L的NaOH溶液，用相同体积的酸、碱溶液，用同样的实验步骤，分别测定HCl溶液与KOH溶液、HNO3溶液与NaOH溶液的中和热。第四步计算中和热根据表中的实验记录，计算酸碱中和反应的焓变。实验溶液温度/K中和热T1T2NaOH溶液与HCl溶液288.15294.84△H=-57.3kJ/molKOH溶液与HCl溶液289.15295.84△H=-57.3kJ/molNaOH溶液与HNO3溶液288.55295.24△H=-57.3kJ/mol第五步结论分析根据实验测得的中和热，分析说明强酸与强碱的中和热的共同特

8、点及其原因。实验测出的中和热相同，都是△H=-57.3kJ/mol。实验中参加反应的物质都是强酸和强碱，它们在水中时全部电离的，因此所发生的反应都是溶液中的H+和OH-结合生成H2O的反应。H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)由于三个实验中所