第一章化學反應與能量
一、緒言
1、能夠導致分子中化學鍵斷裂，引起化學反應的碰撞叫做有效碰撞
2、發生有效碰撞的條件：
（1）發生碰撞的分子必須有足夠高的能量即活化分子
（2）分子發生碰撞時必須有合理的取向
也就是說，只有活化分子間以取向正確的碰撞才是有效碰撞，才能引起化學變化
3、活化能是高出反應物分子平均能量的部分
4、物質的結構決定了物質的性質；物質的性質決定了活化能的大小；活化能的大小決定了活化分子的多少；活化分子的多少決定了有效碰撞次數；有效碰撞次數決定了化學反應速率
二、焓變--反應熱
1、在一定的溫度下，乙個反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應，簡稱為反應熱。符號：h，單位：kj/mol。
2、焓是與物質內能有關的物理量
3、△h= e(生成物總能量) － e(反應物總能量)
△h=e(反應物化學鍵斷裂吸收的總能量) － e(生成物化學鍵形成釋放的總能量)
4、當h為「－」即h<0時，為放熱反應；當h為「＋」即h>0時，為吸熱反應
5、體系是指所要研究的物質，環境是指體系以外的其他部分
三、熱化學方程式
1、書寫熱化學方程式的要點:
（1）要註明溫度和壓強（250c ，101kpa時不註明）
（2）需註明反應物和生成物的聚集狀態（s、l、g、aq） 。
（3）熱化學方程式各物質前的化學計量數可以是整數，也可以是分數，當化學計量數不同時，其h 也不同，但單位始終為 kj/mol
（4）需註明h 的「+」與「-」，正逆反應的δh絕對值相等，符號相反。
（5）h的數值與反應方程式中係數對應成比例。
（6）熱化學方程式中一律用「=」
注意：物質所具有的能量與它們的聚集狀態有關。同一物質的氣態能量高於液態高於固態。
四、中和熱
1、在稀溶液中，酸與鹼發生中和反應，生成1 mol h2o時放出的熱量稱為中和熱
2、強酸與強鹼的中和反應其實質是h+(aq) +oh-(aq) =h2o(l) δh=－57.3kj/mol
注意：（1）強酸與強鹼的稀溶液反應，它們的中和熱是相同的，均為57.3 kj/mol
（2）弱酸與弱鹼在水溶液中會發生電離吸熱，所以它們的中和熱小於57.3 kj/mol
（3）濃的強酸強鹼在睡溶液中會稀釋放熱，所以它們的中和熱會大於57.3 kj/mol
（4）中和熱的大小與酸鹼的用量無關
3、中和熱的測定實驗
（1）儀器：大燒杯(500ml)、小燒杯(100 ml)、泡沫塑料或紙條、塑料板或硬紙板（兩個孔）、
溫度計、環形玻璃攪拌棒、量筒(50 ml)兩個
（2）藥品：0.50 mol/l 鹽酸、0.55 mol/l naoh溶液
（3）誤差分析
①如果大燒杯上沒有蓋硬紙板，所求中和熱會偏小
②用相同濃度和體積的氨水代替naoh溶液進行實驗，所求中和熱會偏小
③用相同濃度和體積的醋酸代替稀鹽酸溶液進行實驗，所求中和熱會偏小
④實驗中改用60 ml 0.50 mol/l鹽酸跟50 ml 0.55 mol/lnaoh溶液進行實驗，所求中和熱不變
反應有沉澱生成會放熱，所求中和熱會偏大
如果實驗過程中沒有清洗溫度計就測下乙個溶液，則測得的中和熱會偏小
五、燃燒熱
1、概念：25 ℃，在101kpa時，1mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。單位: kj/mol
2、相關元素對應的穩定化合物
c生成co2（g）； s生成so2（g）；h生成h2o（l）；nh3生成n2（g）和h2o（l）
六、蓋斯定律
1、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。化學反應的反應熱只與反應體系的始態和終態有關，而與反應的途徑無關。
七、判斷放熱反應和吸熱反應的方法總結
1、放熱反應
（1）反應物的總能量大於生成物的總能量
（2）反應物的總鍵能小於生成物的總鍵能
（3）△h﹤0或△h為「—」
（4）①所有的燃燒反應 ②酸鹼中和反應 ③絕大多數的化合反應
④活潑金屬跟水或酸反應鋁熱反應
注意：濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解是放熱過程，不是化學反應
2、吸熱反應
（1）反應物的總能量小於生成物的總能量
（2）反應物的總鍵能大於生成物的總鍵能
（3）△h﹥0或△h為「+」
（4）①絕大多數分解反應 ②ba(oh)2與nh4cl的反應 ③以c、h2、co為還原劑的氧化還原反應
注意：銨鹽溶解是乙個吸熱過程，不是吸熱反應
八、特別提醒
1、所有化學反應都伴隨著能量的變化
2、物質能量高，鍵能小，放熱或吸熱少。且能量越低越穩定
3、化學中計算反應熱，反應物必須是氣態，不是要轉化成氣態再計算
4、比較△h的大小時記得帶符號
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