高一化學:化學反應中的能量變化知識點

 　　一、 反應熱

　　1、定義：在反應過程中放出或吸收的熱量叫反應熱。放出熱量的反應叫放熱反應。吸收熱量的反應叫吸熱反應(化學反應過程中，不僅有新物質(zhì)生成，同時還伴隨著能量的變化，并可以以熱能、電能或光能等的形式表現(xiàn)出來。當能量以熱的形式表現(xiàn)時，我們把反應分為放熱反應和吸熱反應。)

    2、符號：⊿H(大吸小放)

    3、單位：kJ/mol

　　4、計算依據(jù)：⊿H=生成物的總能量 - 反應物的總能量= H (生成物) - H(反應物)

　　⊿H=反應物的總鍵能 – 生成物的總鍵能

　　5、書寫熱化學方程式的注意事項：

　　(1)要標明反應的溫度和壓強，如不特別注明，即表示在101kPa和298K。

　　(2)要標明反應物和生成物的聚集狀態(tài)，因為物質(zhì)在不同的聚集狀態(tài)下所具有的能量是不相同的，對同一反應來說，物質(zhì)聚集狀態(tài)不同，反應熱(⊿H)的數(shù)值不同。

　　(3)熱化學方程式中的化學計量數(shù)不表示分子個數(shù)，而是表示物質(zhì)的量，所以，它可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)。相同物質(zhì)發(fā)生的同一個化學反應，當化學計量數(shù)改變時，其⊿H也同等倍數(shù)的改變，但⊿H的單位不變，仍然為kJ/mol。若將化學方程式中反應物和生成物顛倒，則⊿H的數(shù)值和單位不變，符號改變。

　　(4)熱化學方程式一般不需要寫反應條件，也不用標“↑”和“↓”。因為聚集狀態(tài)已經(jīng)表示出來了，固態(tài)用“s”液態(tài)用“l”，氣態(tài)用“g”。

     (5)⊿H要標注“+”或“-”，放熱反應⊿H為“-”，吸熱反應⊿H為’+”.

　　6、蓋斯定律：一定條件下，某化學反應無論是一步完成還是分成幾步完成，反應的總熱效應相同，這就是蓋斯定律。蓋斯定律的應用實際上是利用熱化學方程式的加減。(化學反應的反應熱只與反應體系的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與反應的途徑無關(guān))

    7、(1)常見的放熱反應有：可燃物的燃燒，酸堿中和反應，大多數(shù)化合反應，金屬跟酸的置換反應

　　(2)常見的吸熱反應有：大多數(shù)分解反應，以碳、氫氣、一氧化碳作還原劑的氧化還原反應，銨鹽與堿的反應。

    二、燃燒熱

　　定義：在101kPa下，1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物所放出的熱量，叫做該物質(zhì)的燃燒熱。單位為kJ/mol

    三、 中和熱

　　定義：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應而生成1molH2O時的反應熱。 注意事項：

    (1) 必須是“稀溶液”，因為濃溶液在稀釋過程中會放出熱量，影響中和熱。

    (2) 中和熱不包括離子在水中的水合熱，物質(zhì)的溶解熱，電解質(zhì)電離所伴隨的熱效應。

　　(3) 中和反應的實質(zhì)是氫離子和氫氧根離子起反應生成水，若反應過程中有其他物質(zhì)生成，這部分不屬于中和熱。

　　(4) 稀的強酸和稀的強堿反應的中和熱為57.3 kJ/mol.若是弱酸或弱堿參與反應，則由于他們的電離要吸收熱量，其熱量的數(shù)值會小于57.3 kJ/mol.

　　(責任編輯：康彥林)

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