化學選修4化學反應與原理
專題1 化學反應與能量變化
第一單元化學反應中的熱效應
一、化學反應的焓變
1、反應熱與焓變
（1）反應熱：化學反應過程中，當反應物和生成物具有相同溫度時，所吸收或放出的熱量稱為化學反應的反應熱。
（2）焓變(δh)：在恆溫、恆壓條件下，化學反應過程中吸收或放出的熱量稱為化學反應的焓變。符號： △h，單位：kj/mol
2、 放熱反應和吸熱反應：
（1）放熱反應：在化學反應過程中，放出熱量的反應稱為放熱反應（反應物的總能量大於生成物的總能量）
（2） 吸熱反應：在化學反應過程中，吸收熱量的反應稱為吸熱反應（反應物的總能量小於生成物的總能量）
化學反應過程中的能量變化如圖：
放熱反應δh為「—」或δh＜0 吸熱反應δh為「+」或δh ＞0
h＝e（生成物的總能量）－ e（反應物的總能量）
h＝e（反應物的鍵能）－ e（生成物的鍵能）
（3）常見的放熱反應：1） 所有的燃燒反應 2） 酸鹼中和反應
3） 大多數的化合反應 4） 金屬與酸的反應
5） 生石灰和水反應 6） 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等
常見的吸熱反應：1） 晶體ba(oh)2·8h2o與nh4cl 2） 大多數的分解反應
3）以h2、co、c為還原劑的氧化還原反應 4）銨鹽溶解等
注意：1）化學反應時放熱反應還是吸熱反應只取決於反應物和生成物總能量的相對大小，與反應條件（如點燃、加熱、高溫、光照等）和反應型別無關；
2）物質的溶解過程也伴隨著能量變化：naoh固體溶於水明顯放熱；硝酸銨晶體溶於水明顯吸熱，nacl溶於水熱量變化不明顯。
3、化學反應過程中能量變化的本質原因：
化學鍵斷裂——吸熱化學鍵形成——放熱
4、熱化學方程式
（1） 定義：能夠表示反應熱的化學方程式叫做熱化學方程式。
（2） 意義：既能表示化學反應過程中的物質變化，又能表示化學反應的熱量變化。
（3） 書寫化學方程式注意要點:
1） 熱化學方程式必須標出能量變化。
2） 熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）
3） 熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。
4） 熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數，不表示分子個數，表示對應物質的物質的量。
5） 各物質係數加倍，△h加倍；反應逆向進行，△h改變符號，數值不變。
△h的單位為kj/mol，它並不是指1mol反應物或是生成物，可以理解為「每摩爾反應」。如：
﹒mol-1
是指每摩爾反應——「2molh2(g)和1molo2（g）完全反應生成2molh2o(l)」的焓變。
5、總結：熱化學方程式與普通化學方程式的比較
二、反應熱的測量與計算：
1、中和熱概述：
（1）定義：在稀溶液中，酸跟鹼發生中和反應，生成1mol(l)水時的反應熱叫做中和熱。
（2）中和熱的表示：h+(aq)+oh-(aq)=h2o (l)；△h=-57.3kj／mol。
（3）要點
1） 條件：」稀溶液」一般是指酸、鹼的物質的量濃度均小於或等於1 mol/l的溶液，因為若酸、鹼濃度較大，混合時會產生溶解熱，而影響中和熱的測定。
2） 反應物：（強）酸與（強）鹼。中和熱不包括離子在水溶液中的生成熱、電解質電離的吸熱所伴隨的熱效應。
3） 中和熱是以生成1mol液態水所放出的熱量來定義的，因此在書寫中和熱的熱化學方程式時，就以生產1mol h2o為標準來配平其餘物質的化學計量數。如表示稀naoh和稀硫酸的中和反應的熱化學方程式：
[h2so4(aq)==\\fra**a2so4(aq) +h2o(l) δh=-57.3kj', 'altimg': '87ca3852eb40fcfb700764209c7a50ef.
png', 'w': '622', 'h': '43'}]﹒mol-1
4） 中和反應的實質是h+和oh-化合生成 h20，若反應過程中有其他物質（如沉澱等）生成，這部分反應熱也不在中和熱內。
5） 放出的熱量：57.3kj/mol
2、 中和熱的測量：
（1）儀器：量熱計。
量熱計由內、外兩個筒組成，外筒的外壁蓋有保溫層，蓋上有溫度計和攪拌器。
或者：大燒杯（500 ml）、小燒杯（100 ml）、溫度計、量筒（50 ml）兩個、泡沫塑料或紙條、泡沫塑料板或硬紙板（中心有兩個小孔）、環形玻璃攪拌棒。
試劑：0.50 mol/l 鹽酸、0.55 mol/l naoh溶液。
（2） 實驗原理：測定含x mol hcl的稀鹽酸與含x mol naoh的稀naoh溶液混合後放出的熱量為q kj，則[', 'altimg': '1c19b954fc1149506651925cadbce948.
png', 'w': '76', 'h': '43'}] kj﹒mol-1
（3） 實驗步驟：
1）在大燒杯底部墊泡沫塑料（或紙條），使放入的小燒杯杯口與大燒杯杯口相平。然後再在大、小燒杯之間填滿碎泡沫塑料（或紙條），大燒杯上用泡沫塑料板（或硬紙板）作蓋板，在板中間開兩個小孔，正好使溫度計和環形玻璃攪拌棒通過，如下圖所示。
2）用乙個量筒量取50 ml 0.50 mol/l鹽酸，倒入小燒杯中，並用溫度計測量鹽酸的溫度，記入下表。然後把溫度計上的酸用水沖洗乾淨。
3）用另乙個量筒量取50 ml 0.55 mol/l naoh溶液，並用溫度計測量naoh溶液的溫度，記入下表。
4）把溫度計和環形玻璃攪拌棒放入小燒杯的鹽酸中，並把量筒中的naoh溶液一次倒入小燒杯（注意不要灑到外面）。用環形玻璃攪拌棒輕輕攪動溶液，並準確讀取混合溶液的最高溫度，記為終止溫度，記入下表。
5）重複實驗兩次，取測量所得資料的平均值作為計算依據。
（4）常見問題：
1）教材有注，「為了保證0.50mol·l的鹽酸完全被中和，採用0.55mol·lnaoh溶液，使鹼稍稍過量」，那可不可以用0.
50mol·lnaoh與0.55mol·lhcl，讓酸稍稍過量呢?
答案：不是「可以與不可以」而是「不宜」。原因是稀鹽酸比較穩定，取50ml、0.
50mol·lhcl，它的物質的量就是0.025mol，而naoh溶液極易吸收空氣中的co2，如果恰好取50ml、0.50mol·lnaoh，就很難保證有0.
025molnaoh參與反應去中和0.025mol的hcl。
2）為了確保naoh稍稍過量，可不可以取體積稍稍過的0.50mol·lnaoh溶液呢?
回答：可以的。比如「量取51ml(或52ml)0.50mol·lnaoh溶液」。只是(m1+m2)再不是100g，而是101g或102g。
3）強酸與弱鹼，強鹼與弱酸的中和反應熱值如何估計?
鑑於弱酸、弱鹼在水溶液中只能部分電離，因此，當強酸與弱鹼、強鹼與弱酸發生中和反應時同時還有弱鹼和弱酸的不斷電離(吸收熱量，即電離熱)。所以，總的熱效應比強酸強鹼中和時的熱效應值(57.3kj/mol)要小一些。
4）測定酸鹼中和熱為什麼要用稀溶液？
答：中和熱是酸鹼在稀溶液中發生中和反應生成 lmol水時所放出的熱量，為什麼要指明在稀溶液中呢？
因為如果在濃溶液中，即使是強酸或強鹼，由於得不到足夠的水分子，因此也不能完全電離為自由移動的離子。在中和反應過程中會伴隨著酸或鹼的電離及離子的水化，電離要吸收熱量，離子的水化要放出熱量，不同濃度時這個熱量就不同，所以中和熱的值就不同，這樣就沒有乙個統一標準了。
5）為什麼強酸強鹼的中和熱是相同的？
答：在稀溶液中，強酸和強鹼完全電離，所以它們的反應就是h+與oh-結合成h2o的反應，每生成lmol水放出的熱量（中和熱）是相同的，均為 57．3 kj／mol。
6）為什麼弱酸、弱鹼參加的中和反應的中和熱小於57．3 kj／mol？
答：弱酸、弱鹼在水溶液中不能完全電離，存在著電離平衡。弱酸或弱鹼參與中和反應的同時，伴隨著電離，電離過程要吸收熱量，此熱量就要由h+與oh-結合成水分子放出的熱量來抵償，所以總的來說中和熱小於 57．3 kj/mol。
7）是什麼原因使中和熱測定結果往往偏低？
答：按照課本中所示裝置進行中和熱測定，往往所測結果偏低，造成如此現象的主要原因有：
（1）儀器保溫效能差。課本中用大小燒杯間的碎紙片來隔熱保溫，其效果當然不好，免不了熱量散失，所以結果偏低，這是主要原因；
（2）實驗中忽略了小燒杯、溫度計所吸收的熱量，因此也使結果偏低；
（3）計算中假定溶液比熱容為4．18 j／（g·℃），密度為1g／cm3，實際上這是水的比熱容和密度，酸鹼溶液的比熱容、密度均較此數大，所以也使結果偏低。
8）為何說保溫效果差是造成中和熱測定值偏低的主要原因？
答：實驗中溫度公升高得不多，所以燒杯、玻璃棒吸收的熱量甚小，影響不大；而酸、鹼溶液是稀溶液，實際密度對比熱容與水相差甚微；所以此影響更微弱。因此說，結果偏低的主要原因是保溫效能差，若能改進裝置，比如用保溫杯代替燒杯，使保溫效能良好，就更能接近理論值。
9）離子方程式h+＋oh-=h2o代表了酸鹼中和反應的實質，能否用此代表所有中和反應的離子方程式？
答：離子方程式書寫要求「將難電離或難溶的物質以及氣體等用化學式表示」，所以弱酸、弱鹼參與中和反應時應以分子的形式保留。例如，醋酸和氫氧化鈉的離子方程式就應當寫為：
hac+oh-=ac-+h2o
只有可溶性強酸強鹼的離子方程式才可能如此表示。
10）為什麼中和熱測定中要用稍過量的鹼？能不能用過量的酸？
答：這是為了保證鹼（或酸）能夠完全被中和。h+與oh-相互接觸碰撞才能發生反應，如果用等量的酸、鹼，隨著反應的進行， h+與oh-相互碰撞接觸的機會越來越少，越來越困難，可能有一部分 h+與oh-就不能反應，而在一種微粒過量的情況下，則大大增加了另一種微粒完全反應的機會。
不能用過量的酸，因為鹼中含有雜質碳酸鈉，酸過量就會有酸與碳酸鹽反應導致中和熱測定不准．
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