一、化學(xué)反應(yīng)中能量變化

1、反應(yīng)熱(焓變)

1）、定義：在化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中，當(dāng)反應(yīng)物和生成物具有相同溫度時(shí)，所吸收或放出的熱量。
2）、符號(hào)：ΔH。
3）、常用單位：kJ/mol或kJ·mol-1。
4）、測(cè)量：可用量熱計(jì)測(cè)量。
5）、表示方法

吸熱反應(yīng)：ΔH>0；放熱反應(yīng)：ΔH<0。

6）、產(chǎn)生原因

化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中舊鍵斷裂吸收的能量與新鍵形成放出的能量不相等，故化學(xué)反應(yīng)均伴隨著能量變化。

2、燃燒熱和中和熱

1）、燃燒熱：101 kPa時(shí)，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時(shí)所放出的熱量。

a、燃燒熱是以1 mol物質(zhì)完全燃燒所放出的熱量來(lái)定義的，因此在書(shū)寫(xiě)表示燃燒熱的熱化學(xué)方程式時(shí)，以燃燒1 mol物質(zhì)為標(biāo)準(zhǔn)來(lái)確定其余物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)。
b、燃燒產(chǎn)物必須是穩(wěn)定的氧化物，如C -> CO2、H2 -> H2O(l)等。

2）、中和熱：在稀溶液中，強(qiáng)酸和強(qiáng)堿發(fā)生中和反應(yīng)生成1 mol 水時(shí)的反應(yīng)熱。

（1）、強(qiáng)酸和強(qiáng)堿的稀溶液發(fā)生反應(yīng)，其中和熱是相等的，都約是57.3 kJ·mol-1。
H+(aq)+OH-(aq)= H2O(l) ΔH= - 57.3 kJ·mol-1
（2）、強(qiáng)酸和弱堿或弱酸和強(qiáng)堿的稀溶液發(fā)生反應(yīng)，中和熱一般小于57.3 kJ·mol-1，因?yàn)槿蹼娊赓|(zhì)的電離是吸熱的。
（3）、中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是H+和OH-結(jié)合生成H2O。若反應(yīng)過(guò)程中有其他物質(zhì)生成(如生成不溶性物質(zhì)、難電離物質(zhì)等)，這部分反應(yīng)熱不在中和熱之內(nèi)。

3、放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)

注意：

1）、化學(xué)反應(yīng)表現(xiàn)為吸熱或放熱與反應(yīng)開(kāi)始是否需要加熱無(wú)關(guān)。

需要加熱的反應(yīng)不一定是吸熱反應(yīng)。
例：C+O2= CO2為放熱反應(yīng)
不需要加熱的反應(yīng)也不一定是放熱反應(yīng)。
例：Ba(OH)2·8H2O和NH4Cl的反應(yīng)為吸熱反應(yīng)。

2）、吸熱反應(yīng)和放熱反應(yīng)均為化學(xué)反應(yīng)。濃硫酸的稀釋、NaOH固體溶于水放熱，NH4NO3固體溶于水吸熱，但它們不屬于化學(xué)反應(yīng)，因此不屬于吸熱反應(yīng)或放熱反應(yīng)。

二、熱化學(xué)方程式

1、定義

表示參加反應(yīng)的物質(zhì)的量和反應(yīng)熱的關(guān)系的化學(xué)方程式。

2、表示意義

不僅表明了化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化，也表明了化學(xué)反應(yīng)中的能量變化。

例如:

2H2(g)+O2(g)= 2H2O(l) ΔH= - 571.6 kJ/mol-1

表示25 ℃、101 kPa時(shí),2 mol H2(g)和1 mol O2(g)完全反應(yīng)生成2 mol H2O(l)，放出571.6 kJ的熱量。

3、書(shū)寫(xiě)要求

1）、注明反應(yīng)的溫度和壓強(qiáng)(25 ℃、101 kPa下進(jìn)行的反應(yīng)可不注明)。
2）、注明反應(yīng)物和生成物的狀態(tài)：固態(tài)(s)、液態(tài)(l)、氣態(tài)(g)、水溶液(aq) 。
3）、熱化學(xué)方程式的化學(xué)計(jì)量數(shù)只表示物質(zhì)的物質(zhì)的量，而不代表分子或原子個(gè)數(shù)，因此可以寫(xiě)成分?jǐn)?shù)。
4）、如果計(jì)量數(shù)加倍，ΔH也要加倍。
5）、熱化學(xué)方程式中不用“↑”和“↓”,不用“箭頭號(hào)”，而用“等號(hào)”表示。
6）、無(wú)論化學(xué)反應(yīng)是否可逆，熱化學(xué)方程式中的反應(yīng)熱ΔH都表示反應(yīng)進(jìn)行到底時(shí)的能量變化。
7）、當(dāng)反應(yīng)逆向進(jìn)行時(shí),其反應(yīng)熱與正反應(yīng)的反應(yīng)熱數(shù)值相等,符號(hào)相反。

例：
①H2(g)+Cl2(g)= 2HCl(g) ΔH1
②2HCl(g)=H2(g)+Cl2(g) ΔH2
則有：ΔH1 = - ΔH2。

三、蓋斯定律

1、內(nèi)容

不管化學(xué)反應(yīng)是一步完成還是分幾步完成，其反應(yīng)熱是相同的，它只與反應(yīng)體系的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與反應(yīng)途徑無(wú)關(guān)。

2、應(yīng)用

間接計(jì)算某些反應(yīng)的反應(yīng)熱。

3、計(jì)算

例：在1 200 ℃時(shí),天然氣脫硫工藝中會(huì)發(fā)生下列反應(yīng):

（1）、H2S(g)+3/2O2(g)?= SO2(g)+H2O(g) ΔH1

（2）、2H2S(g)+SO2(g) ?=3/2S2(g)+2H2O(g) ΔH2

（3）、H2S(g)+ 1/2O2(g)?= S(g)+H2O(g) ΔH3

（4）、2S(g)?= S2(g) ΔH4

則ΔH4的表達(dá)式為_(kāi)__________

計(jì)算方法：

1）、根據(jù)最終方程式（4），確定需要留下的物質(zhì)和需要?jiǎng)h除的物質(zhì)。

S(g)需要留下來(lái)，而且在等式左側(cè)系數(shù)為2。
S2(g)需要留下來(lái)，而且在等式右側(cè)側(cè)系數(shù)為1
據(jù)此可知：（3）中的S(g)在右側(cè)，系數(shù)為1，所以需乘以-2；
（5）、2S(g)+2H2O(g) =2H2S(g)+ 1O2(g)? ΔH3 x -2
此時(shí)，S(g)的位置和系數(shù)就沒(méi)問(wèn)題了。
（2）中的S2(g)在右側(cè)，系數(shù)為3/2，所以乘以2/3。
（6）、4/3H2S(g)+2/3SO2(g) ?=S2(g)+4/3H2O(g) ΔH2 x2/3
（5）+（6）得：
（7）、2S(g)+2/3SO2(g)+2/3H2O(g) =2/3H2S(g)+S2(g)+ 1O2(g) ΔH3 x -2 + ΔH2x2/3

2）、把不需要的物質(zhì)在疊加過(guò)程中刪除掉

（7）中SO2(g)需要?jiǎng)h除，所以（1）需要乘以
（8）、2/3H2S(g)+O2(g)?= 2/3SO2(g)+2/3H2O(g) ΔH1x2/3
（7）+（8）得：
2S(g)?= S2(g) ΔH4=ΔH3 x -2 + ΔH2x2/3 +ΔH1x2/3

四、反應(yīng)熱大小的比較

1、直接比較法

依據(jù)規(guī)律、經(jīng)驗(yàn)和常識(shí)直接判斷不同反應(yīng)的反應(yīng)熱的大小的方法稱為直接比較法。

1）、吸熱反應(yīng)的ΔH肯定比放熱反應(yīng)的ΔH大(前者大于0,后者小于0)。
2）、等量的可燃物完全燃燒所放出的熱量肯定比不完全燃燒所放出的熱量多。
3）、產(chǎn)物相同時(shí)，A(g)燃燒放出的熱量比等量的A(s)燃燒放出的熱量多。反應(yīng)物相同時(shí)，生成B(l)放出的熱量比生成等量的B(g)放出的熱量多。
4）、生成等量的水時(shí)，強(qiáng)酸和強(qiáng)堿的稀溶液反應(yīng)比弱酸和強(qiáng)堿或弱堿和強(qiáng)酸或弱酸和弱堿的稀溶液反應(yīng)放出的熱量多。
5）、對(duì)于可逆反應(yīng)，因反應(yīng)不能進(jìn)行完全，實(shí)際反應(yīng)過(guò)程中放出或吸收的熱量要小于理論值。例如:2SO2(g)+O2(g)2SO3(g) ΔH= - 197 kJ/mol,則向密閉容器中通入2 mol O2(g)和1 mol O2(g)，反應(yīng)達(dá)到平衡后，放出的熱量要小于197 kJ。

2、蓋斯定律比較法