北京課改版化學九年化學反應中的熱現(xiàn)象(2)-資料下載頁
2025-11-29 15:04本頁面
【導讀】化學反應包括兩個過程：打斷舊鍵和形成。兩個過程的能量不同，所以有能量變化，①活潑金屬與水或酸的反應。②酸堿中和反應。③燃燒反應，爆炸。如C、CO、C2H5OH等的燃燒。④多數(shù)化合反應。為了更準確的描述反應，我們引入了反應熱的定義。Q<0，表示放熱；Q>0，表示吸熱；升高1K所吸收的熱量，稱為該物質(zhì)的熱容；速攪拌，記錄體系達到的最高溫度T2。們的濃度均為mol/L。隔熱、減少實驗過程中熱量損失的目的。會使總?cè)芤旱馁|(zhì)量增加，而導致實驗結(jié)果誤差。并用溫度計測量NaOH溶液的溫度，記入下表。緩，將會使熱量損失而使誤差增大。為了保證mol/L的鹽酸完全被NaOH中和，采用mol/LNaOH溶液，使堿稍稍過量。鹽酸過量，亦可。
【正文】 用 50 mL 驗，測得的中和熱的數(shù)值會 。（均填 “ 偏大 ”“ 偏小 ”“ 無影響 ” ） 偏小 偏小 討論：是不是任一反應的反應熱均能 直接測出 ? 如何測出這個反應的反應熱 ： ① C(s)+1/2O2(g)==CO(g) ； Δ H1=? ② CO(g)+1/2O2(g)= CO2(g) Δ H2=③ C(s)+O2(g)=CO2(g) Δ H3=① + ② = ③ 則 Δ H1 + Δ H2 =Δ H3 Δ H1 =Δ H3 Δ H2 =+ =？ 不管化學反應是一步完成或分幾步完成，其反應熱是相同的。 化學反應的焓變（ Δ H）只與反應體系的始態(tài)和終態(tài)有關，而與反應的途徑無關。 如何理解蓋斯定律？ Δ H、 Δ H Δ H2之間有何關系？ Δ H=Δ H1+Δ H2 B ΔH A C ΔH1 ΔH2 因為有些反應進行得很慢 ,有些反應不容易直接發(fā)生 ,有些反應的產(chǎn)品不純 (有副反應發(fā)生 ),這給測定反應熱造成了困難 .此時如果應用蓋斯定律 ,就可以間接地把它們的反應熱計算出來 . 蓋斯定律用途 若多步化學反應相加可得到新的化學反應，則新反應的反應熱即為上述多步反應的反應熱之和。 總結(jié)規(guī)律： 注意： 計量數(shù)的變化與反應熱數(shù)值的變化要對應 反應方向發(fā)生改變反應熱的符號也要改變 總結(jié)思考： 在用方程式疊加計算反應熱時要注意哪些問題？ 反應熱計算的常見題型： 化學反應中物質(zhì)的量的變化與反應能量變化的定量計算。 理論推算反應熱： 依據(jù)：物質(zhì)變化決定能量變化 （ 1）蓋斯定律 （ 2）通過已知熱化學方程式的相加，得出新的熱化學方程式： 設計合理路徑 路徑 1總能量變化等于路徑 2總能量變化 物質(zhì)的疊加，反應熱的疊加 二：若某一化學反應可分為多步進行，則其總反應熱為各步反應的反應熱之和。 即△ H= △ H1+ △ H2+ △ H3+…… 一 ： 若某化學反應從始態(tài)（ S）到終態(tài)（ L）其反應熱為△ H，而從終態(tài)（ L）到始態(tài)（ S）的反應熱為△ H ’，這兩者和為０。 即△ H＋ △ H ’ = ０ 三：若多步化學反應相加可得到新的化學反應，則新反應的反應熱即為上述多步反應的反應熱之和。 小結(jié)：
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