化学反应的热效应电化学讲义加习题.docx

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化学反应的热效应电化学讲义加习题

专题化学反应与能量变化

一、化学反应的热效应及焓变

目标要求：

1、反应热概念的含义和中和热的测量；

2、热化学方程式的正确书写；

3、反应焓变的计算（盖斯定律）。

反应热产生原因：

类型比较

放热反应

吸热反应

定义

有热量放出的化学反应

吸收热量的化学反应

形成原因

反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量

反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量

与化学键强弱关系

生成物分子成键时释放出的总能量大于反应物分子断裂旧键时吸收的总能量

生成物分子成键时释放出的总能量小于反应物分子断裂旧键时吸收的总能量

常见的放热反应：

①活泼金属与水或酸的反应②酸碱中和反应③燃烧反应④多数化合反应

常见的吸热反应：

①多数分解反应，如CaCO3

CaO+CO2↑

②2NH4Cl（s）+Ba（OH）2·8H2O（s）＝BaCl2+2NH3↑+10H2O

③C（s）+H2O（g）

CO+H2

④CO2+C

2CO

⑤弱电解质的电离及盐类水解

一、化学反应的反应热

（一）反应热

1、定义：

当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。

2、反应热的意义：

描述化学反应释放或吸收热量的物理量.

3、符号：

Q吸热反应Q>0

放热反应Q<0

4、单位：

KJ或J

5、获得Q值的方法：

（1）实验测量法

（2）理论计算法

6、反应热的分类：

中和热、燃烧热等

（二）中和热

1、定义：

在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应，生成1mol水（l）时的反应热叫做中和热。

2、中和热的表示：

H+（aq）+OH-（aq）=H2O（l）；Q=—57.3kJ/mol

注意：

（1）中和热与酸碱的用量无关

（2）H+（aq）和OH-（aq）是指在溶液中已经电离的

（3）求中和热的反应进行时离子反应只能有H+（aq）和OH-（aq）进行反应

中和热分析时应注意的特殊情形（以下情况生成1mol水时的热效应不等与57.3KJ/mol）：

（1）CH3COOH溶液与NaOH溶液

（2）盐酸与氨水

（3）盐酸与NaOH固体

（4）浓硫酸液与NaOH溶液

（5）H2SO4溶液与Ba（OH）2溶液

注：

①弱酸弱碱参与的中和反应中因其电离吸热会使测得的中和热偏小；而浓硫酸因其稀释时放热会使测得的中和热偏大；

②中和反应的实质是H+和OH—化合生成H2O，若反应过程中有其他物质生成，则这部分反应热也不算中和热。

3、中和热的测量

（1）仪器：

量热计（环形玻璃搅拌棒、温度计、烧杯）

（2）原理：

恒T、P下，反应热：

Q=—C（T2—T1）（C为热容，单位J/K）

或Q=—Cm（T2—T1）（C为比热容，单位J•K-1•Kg-1）

中和热：

Q=

与酸、碱的用量无关

注：

①T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度；

②T为热力学温度，单位为K,T（K）=t（℃）+273.15。

（3）步骤：

测定盐酸与氢氧化钠溶液反应的反应热:

第一步：

用量筒量取50mL0.50mol/L盐酸，倒入简易量热计中，测量并记录盐酸的温度（t始1）

第二步：

用另一量筒量取50mL0.55mol/L氢氧化钠溶液，测量并记录氢氧化钠溶液的温度（t始2）.

第三步：

将量筒中的氢氧化钠溶液迅速倒入盛有盐酸的简易量热计中，立即盖上盖板，用环形玻璃搅拌棒不断搅拌，观察温度计的温度变化，准确读出并记录反应体系的最高温度（t终）。

第四步：

假设溶液的比热与水的比热相等，溶液的密度与水的密度相等，忽略量热计的比热，根据溶液温度升高的数值，计算中和反应的反应热并写出该反应的热化学方程式。

（3）燃烧热

在25℃、101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热．单位为kJ/mol

1.规定在101kPa压强，测出反应所放出的热量，因为压强不定，反应热数值不相同．　　

2.规定可燃物物质的量为1mol．（具有可比性）　　

3.规定可燃物完全燃烧生成稳定化合物所放出的热量为标准．

例如：

H2S（g）+1/2O2（g）===H20（l）+S↓;Q1，由于生成的S没有燃烧完全，所以这个反应放出的热量Q1不能作为H2S的燃烧热，当H2S（g）+3/2O2（g）===H20（l）+SO2（g）；Q2，这时水的状态为稳定的液态，而也生成稳定的氧化物SO2，所以这时的Q2就是H2S的燃烧热。

另外，对于水来说，1mol可燃物完全燃烧必须生成液态水时放出的热量才能称为燃烧热，气态水不可以。

4.一定是生成氧化物。

如，H2+Cl2点燃，是燃烧，但不是生成氧化物，所以只是反应热而不是燃烧热。

5.当说H2的燃烧热是多少时，应说H2的燃烧热是285.8kJ/mol，是正值，不能说是-285.8kJ/mol

二、化学反应的焓变

（一）焓与焓变

1、焓（H）：

用来描述物质所具有的能量的物理量。

2、焓变（△H）：

生成物的总焓与反应物的总焓之差，称为反应焓变。

是用来描述反应热的物理量。

（1）单位：

J•mol—1或kJ•mol—1

（2）表达式：

△H=H（生成物）—H（反应物）

（3）规定：

△H吸热反应：

△H>0，为“+”说明：

△H的正负与Q是一致的

放热反应：

△H<0，为“—”

注意：

进行△H的比较时应考虑符号，如△H1=-100KJ/mol，△H2=-103KJ/mol；虽然释放能量是2更多，但两者关系仍为△H1>△H2

（4）对于等压条件下的化学反应，若只存在化学能与热能之间的相互转化时（当化学能只转化为热能，不考虑转化为电能、光能、机械能等其他能量形式），则该反应的反应热等于焓变，表示为：

Qp=△H（Qp为等压反应热）

我们可以借助于反应焓变示意图来理解反应焓变与反应热之间的关系。

化学反应中的焓变示意图

△H=∑E（反应产物）—∑E（反应物）

（二）热化学方程式

1、定义：

表明反应所放出或吸收热量的化学方程式。

2、含义：

不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。

【举例】H2（g）+1/2O2（g）=H2O（l）△H（298K）=—285.8kJ•mol—1

意义：

1molH2和2molO2反应生成1mol液态H2O

（1）时放出285.8kJ的热量。

（1）观察上述热化学方程式与普通的化学方程式有什么不同？

（2）△H的单位中mol—1的含义是什么？

（3）【对比分析】观察下面三个热化学方程式：

①H2（g）+1/2O2（g）=H2O（g）△H（298K）=—241.8kJ•mol—1

②H2（g）+1/2O2（g）=H2O（l）△H（298K）=—285.8kJ•mol—1

③2H2（g）+1/2O2（g）=2H2O（l）△H（298K）=—571.6kJ•mol—1

回答：

为什么①中的△H的值要比②中的△H值要大？

③中的△H的值为什么是②中的△H值的2倍？

结论：

倍数关系，正负关系。

（4）298K，101kPa时，合成氨反应的热化学方程式N2（g）+3H2（g）=2NH3（g）

△H=-92.38kJ/mol。

在该温度下，取1molN2（g）和3molH2（g）放在一密闭容器中，在催化剂存在进行反应，测得反应放出的热量总是少于92.38kJ，其原因是什么？

3、热化学方程式的书写要点

①注明各物质的聚集状态；气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，溶液用“aq”。

热化学方程式中不标反应条件，也不用↑和↓。

②注意反应热△H与测定条件（温度、压强等）有关。

因此书写热化学方程式时应注明△H的测定条件。

绝大多数△H是在298K、101325Pa下测定的，可不注明温度和压强。

③△H的单位J•mol—1或kJ•mol—1，△H只能写在化学方程式的右边。

④注意热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子个数或原子个数。

因此化学计量数可以是整数、也可以是分数。

⑤△H的的值指的是反应物已完成转化为产物所放出的热量，△H的值与方程式中的物质前的系数成正比，若反应逆向进行，△H的数值改变符号，但绝对值不变。

⑥有机热化学方程式用“=”，不用“→”。

三、反应焓变的计算

（一）盖斯定律：

1、内容：

对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变都是一样的。

这就说明对于化学反应，只要其反应物和反应产物确定了，不管它中间经历了多少步，反应焓变总是一定的。

好比一个人登山，不管他选择什么途径，只要他从山脚到了山顶，他攀爬的高度总是一定的。

这也说明了反应焓变有点像物理学中的矢量。

2、理解要点：

（1）反应焓变（反应热效应）只与始态（反应物）、终态（生成物）有关，与反应过程无关。

（2）焓变（反应热）总值一定。

△H=△H1+△H2=△H3+△H4+△H5

（二）焓变的计算方法

1、利用已知焓变求未知焓变——热化学方程式相加减

例试利用298K时下述反应的实验数据，计算此温度下C（s，石墨）+1/2O2（g）=CO（g）的反应焓变。

C（s，石墨）+O2（g）=CO2（g）△H1=—393.5kJ•mol—1

CO（g）+

O2（g）=CO2（g）△H2=—283.0kJ•mol—1

解：

设此反应分两步进行：

第一步：

C（s，石墨）+O2（g）=CO2（g）△H1=—393.5kJ•mol—1

第二步：

CO2（g）=CO（g）+

O2（g）△H2′=—△H2=283.0kJ•mol—1

将上述两步反应相加得总反应为：

C（s，石墨）+

O2（g）=CO（g）△H3=？

根据盖斯定律，△H3=△H1+△H2′=—393.5kJ•mol—1+283.0kJ•mol—1=—110.5kJ•mol—1

注：

方程式叠加时，△H也要叠加，同时考虑符号。

2、利用化学键的键能求焓变

（1）键能：

原子间形成（或断裂）1mol化学键时释放（或吸收）的能量。

（2）△H=∑（反应物的键能）—∑（反应产物的键能）

应用键能计算反应放出或吸收的热量时，关键是准确判断物质所含的化学键的数目。

如1molH2O中含2molH—O键。

【例】以下是部分共价键键能数据：

H—S364kJ•mol—1，S—S266kJ•mol—1，S=O522kJ•mol—1，H—O464kJ•mol—1。

试根据这些数据计算下面这个反应的焓变。

2H2S（g）+SO2（g）==3S（g）+2H2O（g）△H=？

—1484kJ•mol—1

盖斯定律的计算和应用

△H1、△H2、△H3三种之间的关系如何？

找出能量守恒的等量的关系

图1

图2

（1）找起点

A

（2）找终点

C

（3）过程

A→B→CA→C

（4）列式

△H1+△H2=△H3

〖例题1〗试利用298K时下列反应焓变的实验数据，计算在此温度下

C（s）+

O2（g）=CO（g）的反应焓变？

　　　　　　　　　反应3

C（s）+O2（g）=CO2（g）△H1=-393.5KJ·mol-1　　　　　　反应1

CO（g）+

O2（g）=CO2（g）△H2=-283.0KJ·mol-1　　　　　　反应2

方法1：

以盖斯定律原理求解，以给出的反应为基准

（1）找起点C（s）,

（2）终点是CO2（g）,

（3）总共经历了两个反应C→CO2；C→CO→CO2。

（4）也就说C→CO2的焓变为C→CO；CO→CO2之和。

则△H1=△H3+△H2

方法2：

以盖斯定律原理求解，以要求的反应为基准

（1）找起点C（s）,

（2）终点是CO（g）,

（3）总共经历了两个反应C→CO2→CO。

（4）也就说C→CO的焓变为C→CO2；CO2→CO之和。

注意：

CO→CO2焓变就是△H2那CO2→CO焓变就是=—△H2

方法3：

利用方程组求解

（1）找出头尾同上

（2）找出中间产物CO2

（3）利用方程组消去中间产物　　反应１+（－反应２）＝反应３

（4）列式：

　　　　　　　　　　△H1—△H2=△H3

〖例题2〗根据下列热化学方程式分析，C（S）的燃烧热△H等于

C（S）+H2O（l）===CO（g）+H2（g）；△H1==175.3KJ·mol—1

2CO（g）+O2（g）==2CO2（g）；△H2==—566.0KJ·mol—1

2H2（g）+O2（g）==2H2O（l）；△H3==—571.6KJ·mol—1

A.△H1+△H2—△H3B.2△H1+△H2+△H3

C.△H1+△H2/2+△H3D.△H1+△H2/2+△H3/2

〖练习1〗已知氟化氢气体中有平衡关系：

2H3F3

3H2F2；△H1=aKJ·mol—1；H2F2

2HF；△H2=bKJ·mol—1

已知a、b均大于0；则可推测反应：

H3F3

3HF的△H3为

A.（a+b）KJ·mol—1

B.（a—b）KJ·mol—1

C.（a+3b）KJ·mol—1

D.（0.5a+1.5b）KJ·mol—1

〖练习2〗（2005广东22·4）由金红石（TiO2）制取单质Ti，涉及到的步骤为：

：

TiO2

TiCl4

Ti

已知：

①C（s）＋O2（g）＝CO2（g）；∆H1＝-393.5kJ·mol-1

②2CO（g）＋O2（g）＝2CO2（g）；∆H2＝-566kJ·mol-1

③TiO2（s）＋2Cl2（g）＝TiCl4（s）＋O2（g）；∆H3＝+141kJ·mol-1

则TiO2（s）＋2Cl2（g）＋2C（s）＝TiCl4（s）＋2CO（g）的∆H＝。

〖例题3〗发射卫星时可用肼（N2H4）为燃料和NO2作氧化剂,这两者反应生成N2和水蒸气.又已知:

①N2（g）+2O2（g）==2NO2（g）;△H=+67.7kJ/mol①

②N2H4（g）+O2（g）=N2（g）+2H2O（g）;△H=－534kJ/mol②

试写出肼与NO2反应的热化学方程式______________________________

〖练习3〗已知下列热化学方程式：

（1）Fe2O3（s）＋3CO（g）====2Fe（s）＋3CO2（g）；ΔH=－25kJ·mol－1

（2）3Fe2O3（s）＋CO（g）====2Fe3O4（s）＋CO2（g）；ΔH=－47kJ·mol－1

（3）Fe3O4（s）＋CO（g）====3FeO（s）＋CO2（g）；ΔH=＋19kJ·mol－1

写出FeO（s）被CO还原成Fe和CO2的热化学方程式　　　　　　　　　　　　．

〖练习4〗已知下列反应的反应热为：

（1）CH3COOH（l）+2O2（g）=2CO2（g）+2H2O（l）△H1=-870.3KJ/mol

（2）C（s）+O2（g）=CO2（g）△H2=-393.5KJ/mol

（3）H2（g）+

O2（g）=H2O（l）△H3=-285.8KJ/mol

试计算下列反应的反应热：

2C（s）+2H2（g）+O2（g）=CH3COOH（l）

二、原电池

【知识点】

1、原电池的概念：

把化学能转化为电能的装置

2、原电池工作原理：

负极：

电子流出的电极——失电子，发生氧化反应

（较活泼的金属）

正极：

电子流入的电极——得电子，发生还原反应

（较不活泼的金属、石墨等）

3、组成原电池的条件

①具有不同的电极，较活泼的金属作负极，发生氧化反应；较不活泼金属或非金属（石墨等）作正极，得到电子，发生还原反应，本身不变。

②具有电解质溶液。

③具有导线相连（或直接接触）组成闭合回路。

④有能自发进行的氧化还原反应（有明显电流产生时需具备此条件）。

【注意】

a.不要形成“活泼金属一定作负极”的思维定势。

b.原电池中，电极可能与电解质反应，也可能与电解质不反应。

c.形成闭合回路的方式有多种，可以是导线连接两个电极，也可以是两个电极接触。

d.有的原电池产生的电流大，可以对外做功；有的原电池，电极上发生的反应很慢，产生的电流极其微弱，不能对外做功（如：

电极是Fe、C，电解质溶液是NaCl溶液）。

4、原电池正、负极的判断：

①根据组成原电池的两极材料判断：

负极：

活泼性较强的金属

正极：

活泼性较弱的金属或能导电的非金属（石墨）

②根据电流方向或电子流动方向判断：

电流是由正极流向负极

电子流动方向是由负极流向正极

③根据原电池两极发生的变化来判断：

负极：

失电子发生氧化反应

正极：

得电子发生还原反应

④根据电极反应现象

负极：

不断溶解，质量减少

正极：

有气体产生或质量增加或不变

5、金属活泼性的判断：

①金属活动性顺序表

②原电池的负极（电子流出的电极，质量减少的电极）的金属更活泼；

③原电池的正极（电子流入的电极，质量不变或增加的电极，冒气泡的电极）为较不活泼金属

6、原电池的电极反应：

（难点）

a.负极反应：

X－ne-＝Xn+

b.正极反应：

溶液中的阳离子得电子的还原反应

电池反应：

原电池的两个电极反应组成电池的总反应。

7、有盐桥的原电池

盐桥是将热的琼脂溶液（可以是KCl溶液或可以是NH4NO3溶液）倒入U形管中（不能产生裂隙），将冷后的U形管浸泡在KCl饱和溶或NH4NO3溶液中制得。

离子在盐桥中能定向移动，通过盐桥将两个隔离的电解质溶液连接起来，可使电流持续导电。

原电池的表达式

（—）Zn|ZnSO4||CuSO4|Cu（+）

“|”表示电极材料与电解质溶液的界面；

“||”通常表示盐桥，必要时还可加注电解质溶液的浓度等信息。

化学电源

【知识点】

1、电池的分类：

化学电池、太阳能电池、原子能电池

2、化学电池：

借助于化学能直接转变为电能的装置

3、化学电池的分类：

一次电池、二次电池、燃料电池

⑴一次电池：

常见一次电池：

锌锰干电池、锌银电池、锂电池等

锌锰干电池：

分为酸性和碱性两种

1酸性

正极：

石墨棒

组成｛负极：

锌

电解质：

NH4Cl、ZnCl2

电极反应负极：

Zn=Zn2++2e－

正极：

2NH4++2e－=2NH3+H2

电池反应：

Zn+2NH4+=Zn2++2NH3+H2

2碱性

正极：

石墨棒

组成｛负极：

锌

电解质：

KOH、MnO2

电极反应负极：

Zn+2OH—=ZnO+H2O+2e－

正极：

MnO2+2H2O+2e－=Mn（OH）2+2OH—

电池反应：

Zn+MnO2+H2O=ZnO+Mn（OH）2

⑵二次电池：

放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池或蓄电池。

①铅蓄电池

放电：

PbO2＋Pb＋2H2SO4＝2PbSO4↓＋2H2O

负极（铅）：

Pb＋SO42－－2e－＝PbSO4↓

正极（氧化铅）：

PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－＝PbSO4↓＋2H2O

充电：

2PbSO4＋2H2O＝PbO2＋Pb＋2H2SO4

阴极：

PbSO4＋2e－＝Pb+SO42－

阳极：

PbSO4＋2H2O－2e－＝PbO2＋4H＋＋SO42－

两式可以写成一个可逆反应：

PbO2＋Pb＋2H2SO4

2PbSO4↓＋2H2O

②新型蓄电池：

银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池

⑶燃料电池：

燃料电池是一种将存在于燃料与氧化剂中的化学能直接转化为电能的装置。

一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。

负极发生氧化反应，正极发生还原反应，不过要注意电解质溶液参与的电极反应，这时电池反应为燃烧反应和燃烧产物与电解质溶液反应的叠加反应式。

【例1】氢氧燃料电池（铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性）

总反应：

2H2+O2=2H2O

①当电解质溶液呈酸性时：

负极：

2H2－4e－=4H＋

正极：

O2＋4H＋＋4e－＝4H2O

②当电解质溶液呈碱性时：

负极：

2H2＋4OH－－4e－＝4H2O

正极：

O2＋2H2O＋4e－＝4OH－

【注意】

①燃料做负极，助燃剂氧气为正极。

②电极材料一般不参加化学反应。

③溶液中不存在O2－：

在酸性溶液中它与H＋结合成H2O、在碱性或中性溶液中它与水结合成OH－。

【例2】甲烷燃料电池（用金属铂片插入KOH溶液作电极）

负极：

CH4＋10OH－－8e－＝CO32－＋7H2O

正极：

4H2O＋2O2＋8e－＝8OH－

电池总反应式为：

CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O

【注意】

①燃料电池的两极一般不参加反应，反应的是通到电极上的燃料和助燃性气体。

可燃性气体一定在电池的负极上失电子，发生氧化反应；助燃性气体一定在正极上得到电子，发生还原反应。

②负极失电子所得氧化产物和正极得电子所得还原产物与溶液的酸碱性有关（如＋4价的C在酸性溶液中以CO2形式存在，在碱性溶液中以CO32－形式存在）。

③遵循电荷守恒，得失电子守恒，元素守恒。

④正负电极的电极反应式在得失电子守恒的条件下，相加后为电池反应总式。

⑤燃料电池的优点：

能量转换率高、废弃物少、运行噪音低

4、废弃电池的处理：

回收利用

三、电解池

【知识点】

一、电解原理

1、电解池：

把电能转化为化学能的装置

2、电解：

电流（外加直流电）通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应（被动的不是自发的）的过程

3、放电：

当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化还原反应的过程

4、电子流向：

电源负极→（电解池）阴极→（离子定向运动）电解质溶液-（电解池）阳极→电源正极

5、电极名称及反应：

阳极：

与直流电源的正极相连的电极，发生氧化反应

阴极：

与直流电源的负极相连的电极，发生还原反应

6、电解CuCl2溶液的电极反应：

阳极：

2Cl－－2e－＝Cl2↑

阴极：

Cu2＋＋2e－＝Cu

总反应式：

CuCl2＝Cu＋Cl2↑

7、电解本质：

电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程

【规律总结】电极产物的判断：

（1）阳极产物判断：

分析思路：

注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极（除Au、Pt、石墨以外的金属），则阳极反应为电极材料失去电子，变成离子进入溶液；若为惰性材料，则根据阴离子的放电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。

活性电极（除Au、Pt、石墨以外的金属材料做电极）：

电极材料失电子，电极被溶解，溶液中的阴离子不能失电子。

惰性电极（Au、Pt、石墨）：

要看溶液中阴离子的失电子能力，依据阴离子的放电顺序加以判断。

阴离子放电顺序：

S2－>I－>Br－>Cl－>OH－