第1章第1节反应焓变的计算
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第一节反应热第1课时反应热焓变[核心素养发展目标] 1.科学探究:理解反应热测定的原理和方法,会分析产生误差的原因,不断完善和改进测定方法。
2.宏观辨识与微观探析:能从宏观和微观的角度理解化学反应中能量变化的本质,正确认识和判断放热反应和吸热反应。
3.变化观念与平衡思想:能辨识化学反应中的能量转化形式,形成能量可以相互转化的观念,正确理解反应热和焓变的概念。
一、反应热及其测定1.体系与环境以研究盐酸与NaOH溶液的反应为例,我们将试管中的盐酸、NaOH溶液及发生的反应等看作一个反应体系,简称体系(又称系统),盛溶液的试管和溶液之外的空气等看作环境。
2.反应热因温度不同而在体系与环境之间交换或传递的能量是热量。
在等温条件下,化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量,称为化学反应的热效应,简称反应热。
3.实验探究——中和反应反应热的测定(1)测定原理环境温度不变时,根据测得的体系的温度变化和有关物质的比热容等来计算反应热。
Q=cmΔt。
(2)实验装置(3)实验步骤及注意事项①反应前体系的温度:分别测量盐酸与NaOH 溶液的温度。
②反应后体系的温度:迅速混合并搅拌,记录最高温度。
③重复操作两次,取温度差的平均值作为计算依据。
(4)数据处理某小组用50 mL 0.50 mol·L-1盐酸与50 mL 0.55 mol·L -1 NaOH 溶液进行实验。
实验次数 反应物的温度/℃ 反应前体系的温度反应后体系的温度温度差 盐酸 NaOH 溶液 t 1/℃ t 2/℃ (t 2-t 1)/℃ 1 25.0 25.2 25.1 28.5 3.4 2 24.9 25.1 25.0 28.3 3.3 3 25.625.425.529.03.5设溶液的密度均为1 g·cm -3,反应后溶液的比热容c =4.18 J·g -1·℃-1,则反应放出的热量Q =cm Δt =c ·[m (盐酸)+m (NaOH 溶液)]·(t 2-t 1)≈1.42 kJ ,那么生成1 mol H 2O 放出的热量为Q n (H 2O )=1.42 kJ0.025=56.8 kJ 。
电化学反应焓变计算公式1. 引言1.1 电化学反应焓变的概念电化学反应焓变是指在化学反应中释放或吸收的热量。
焓变计算是研究这些热量变化的重要手段,可以帮助我们了解化学反应的热力学性质。
在电化学反应中,电子转移是引发反应的主要原因,因此焓变计算也与电子传递过程密切相关。
在电化学反应中,如果反应过程放出热量,则焓变为负值;反之,吸收热量则焓变为正值。
焓变的计算公式可以通过热力学原理和电化学理论推导得出,具体计算方法包括根据反应物和产物的化学式及反应热值进行计算。
焓变计算的准确性对于理解化学反应的机理、对活化能和反应速率的研究具有重要意义。
通过电化学反应焓变的计算,可以预测化学反应的热力学性质,为工业生产和环境改善提供理论依据。
电化学反应焓变的概念及其计算公式在化学领域具有重要意义,也为相关研究及应用提供了理论基础。
1.2 焓变计算的重要性焓变计算在电化学领域中具有非常重要的意义。
电化学反应焓变是指化学反应在恒定压力下的焓变,它描述了化学反应伴随的热效应。
焓变的计算可以帮助我们了解电化学反应的热力学特性,包括反应是否放热或吸热、反应的熵变等重要信息。
焓变计算可以帮助我们预测电化学反应的方向。
根据焓变的正负可以判断反应是放热还是吸热,从而确定反应是向前进行还是向后进行。
这对于优化电化学反应条件和设计新的电化学反应过程具有重要意义。
焓变计算可以帮助我们评估电化学反应的能量效率。
通过计算焓变,我们可以确定反应的能量转化效率,从而指导实际操作中如何更好地利用电化学反应释放或吸收的能量。
焓变计算也对电化学反应机理的研究具有重要意义。
通过研究焓变的变化规律,可以揭示电化学反应的机理,为进一步优化反应条件和提高反应效率提供理论基础。
焓变计算在电化学领域中发挥着至关重要的作用,它不仅可以帮助我们深入理解电化学反应的热力学特性,还可以指导实际操作和反应机制的研究。
未来,随着电化学领域的不断发展和深入研究,焓变计算将继续发挥重要作用,并为电化学反应的研究和应用提供更加可靠的理论支持。
第1节二、盖斯定律与反应焓变的计算(第3课时)[学习要求]1.知道盖斯定律的内容,能用盖斯定律进行有关焓变的简单计算。
2.学会有关焓变计算的方法技巧,进一步提高化学计算的能力。
盖斯生平事迹:盖斯(英语:Hess's law):俄国化学家,1802年生于瑞士,1825年取得医学博士学位。
1826年弃医专攻化学。
盖斯早年从事分析化学的研究,1830年专门从事化学热效应测定方法的改进,曾改进拉瓦锡和拉普拉斯的冰量热计,从而较准确地测定了化学反应中的热量。
1836年经过许多次实验,他总结出一条规律:在任何化学反应过程中的热量,不论该反应是一步完成的还是分步进行的,其总热量变化是相同的,1840年以热的加和性守恒定律形式发表。
这就是举世闻名的盖斯定律。
盖斯定律是断定能量守恒的先驱,也是化学热力学的基础。
当一个不能直接发生的反应要求反应热时,便可以用分步法测定反应热并加和起来而间接求得。
故而我们常称盖斯是热化学的奠基人。
一盖斯定律1.盖斯定律的内容:不管化学反应是一步完成或分几步完成,其反应焓变是相同的。
或者说,化学反应的反应焓变只与反应体系的始态和终态有关,而与反应的途径无关。
2.盖斯定律的意义:有些反应的反应热通过实验测定有困难(有些反应进行得很慢,有些反应不容易直接发生,有些反应的产品不纯、有副反应发生),可以用盖斯定律间接计算出来。
3.盖斯定律的应用利用盖斯定律可以计算出无法或较难测定的化学反应的焓变,其方法有:(1)“虚拟路径”法:若反应物A变为生成物D,可以有两个途径:①由A直接变成D,反应焓变为ΔH;②由A经过B变成C,再由C变成D,每步的反应焓变分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。
如图所示:则有ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3。
(2)加合法运用所给热化学方程式通过加减乘除的方法得到所求的热化学方程式。
例题1:例题:观察下面的热化学方程式(1)C(s) +O2(g)=CO2(g)ΔH1=-393.5kJ/mol(2)CO(g) +1/2O2(g)=CO2(g)ΔH3=-283.0kJ/mol思考:C(s)+1/2O2(g)==CO(g)ΔH2=?法1(“虚拟路径”法):根据盖斯定律.可以很容易求算出C(s)+O2(g)=CO(g)的ΔH。