常见的放热反应.PPTVIP

小结：标准燃烧热和中和热的区别与联系 * * 化学反应过程中,所吸收或放出的热量称为化学反应的热效应。 常见的放热反应：所有的燃烧反应 所有的中和反应 活泼金属与水、酸的反应 多数的化合反应 以下特殊的化合反应是吸热反应： C+CO2 2CO H2+I2 2HI △ △ N2+O2 2NO 放电 C+H2O（g） CO+H2 高温 常见的吸热反应：所有的电离过程 所有的水解反应 多数的分解反应 Ba(OH)2+2NH4Cl BaCl2+2NH3↑+2H2O 一、焓变 1、概念：在恒温、恒压下，化学反应过程中吸收或放出的热量称为反应的焓变。 2、符号：△H 单位：kJ/mol 3、 放热： △H0 Q0 吸热: △H0 Q0 二、热化学方程式与化学方程式的差别: 1、△H只用在热化学方程式中，并写在右边 4、与参加反应的物质的物质的量有关。同一化学反应中，热化学方程式中物质的化学计量数不同， △H也不同。化学计量数加倍，△H也要加倍。 3、热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数。 2、热化学方程式中必须注明物质的聚集状态: 气态（g）、液态（l）、固态（s） 固态 s 液态l 吸热 气态g 吸热 吸热 ∴H2O(l)=H2O(g)；△H=+44KJ/mol 另注意：热化学反应方程式中都用“ ”不用标反应条件 2H2（g)+O2(g)=2H2O(l)；△H=－571.6KJ/mol 　H2（g)+ O2(g)=H2O(l)；△H=－285.8KJ/mol △H=E生总能量-E反总能量 吸热反应： △H0 E生总能量E反总能量 放热反应: △H0 E反总能量E生总能量 △H=E反总键能-E生总键能 焓变计算： 获得化学反应热的主要途径: 1、实验直接测定 2、间接计算获得（1）根据盖斯定律计算 （2）根据公式△H=E反总键能-E生总键能 计算 一、反应热的测定 1、量热计直接测定的是体系的温度变化 2、HCl与NaOH反应的反应热测定原理： HCl(aq)+ NaOH (aq) NaCl (aq) +H2O (l) △H=-akJ·mol-1 1mol 1mol -akJ 0.025mol 0.025mol -bkJ 由实验可以测定出b值，然后便可换算出a 中和热：在稀溶液中，酸和碱发生中和反应生成1mol水时所放出的热量 强酸与强碱的反应中和热都是57.3 kJ·mol-1 H+(aq)+ OH- (aq) H2O (l) △H=-57.3 kJ·mol-1 注意：电离过程是吸热的,而弱酸、弱碱都较难电离，强酸与弱碱、强碱与弱酸、弱酸与弱碱反应生成1mol水时所放出的热量都小于57.3 kJ。 3、测定反应热时一定要采取较好的绝热措施， 动作要快，以减小实验误差。 二、盖斯定律 1、概念：一个化学反应，不论是一步完成，还是 分步完成，其总的热效应是完全相同的。 盖斯定律表明：一个化学反应的焓变仅与反应的起始状态和反应的最终状态有关，而与反应的途径无关。 2、计算（1）若一个反应的焓变△H=a kJ·mol?1，则其逆反应的焓变△H=-a kJ·mol?1 （2）若一个化学反应方程式可由另外几个反应的化学方程式相加减而得到，则该反应的焓变亦可以由这几个反应的焓变相加减而得到。 一、标准燃烧热 1、定义：在101kPa时，l mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。 2、注意：① 燃烧的条件是在101kPa； ② 可燃物以1mol作为标准，因此书写热化学方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表示； ③ 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； ③ 燃烧要完全，如H2S的标准燃烧热是指生成SO2，而不是生成S的不完全燃烧； ④ 生成的产物是稳定的氧化物，C的标准燃烧热是指生成CO2，而不是