范文一:[焓变与熵变]焓变 反应热
[焓变与熵变]焓变 反应热
篇一 : 焓变 反应热
篇二 : 焓变 反应热
思考:
从化学键的变化角度分析,化学反应的
本质是反应物分子内化学键的 断裂 和生成物
分子内化学键的 形成 。 一个确定的化学反应是吸收能量还是放 出能量,决定于反应物的总能量与生成物的总 能量的 相对大小 。
一、焓变、反应热
1(焓与焓变
能 量
反应物
能 量
生成物
放热
?H ,0
生成物
吸热
反应物 反应过程
?H ,0
反应过程
ΔH,生成物的焓,反应物的焓
2(焓变与反应热的关系 反应热:化学反应中吸收或放出的热量。
研究证明:恒压条件下,且不与外界进行电能、 光能等其他形式
的能量转化时,化学反应
的焓变 等于 化学反应的反应热。
1.宏观角度:反应热、焓变产生的原因
——反应物和生成物的总能量相对大小
能 量 反应物总能量高
释 放 能 量
放热反应
ΔH,0或 ΔH为―,‖
生成物总能量低
反应进程
?H=H- H =E-E
1.宏观角度:反应热、焓变产生的原因 ——反应物和生成物的总能
量相对大小
能 量 生成物
吸 收 能 量
吸热反应
ΔH , 0或 ΔH为―+‖
反应物 反应过程
?H=H- H =E-E
2.微观角度:焓变、反应热产生的原因
断键吸收能量
能 量
Cl Cl H H
——化学键的断裂和形成
成 键 释 放 能 量
ΔH,反应物总键能,生成物 总键能
Cl- Cl H- H
释 放 能 量
,反应物分子断裂时所吸 收的总能量
,生成物分子形成时所 释放的总能量
ΔH,0或 ΔH为―,‖
反应进程
放热反应
?断开化学键吸收的总能量 小于 形成化学键释 放出的总能量,反应放出能量。
能 量
断 键 吸 收 能 量
CaO CO2
CaCO3 反应进程
成 键 ΔH,反应物总键能,生成 物总键能 释 放 ,反应物分子断裂时所吸 能 收的总能量 量 ,生成物分子形成时所 吸 释放的总能 收 量 能 量
ΔH , 0或 ΔH为―+‖
吸热反应
?断开化学键吸收的总能量 大于 形成化学键 释放出的总能量,反应吸收能量。
化学反应中能量变化的原因
旧键断裂 ? 吸收能量 新键形成 ? 放出能量
= =
679kJ/mol 862 kJ/mol
反应热, 679kJ/mol , 862kJ/mol = ,183kJ/mol
反应物的键能总和 生成物的键能总和
解读:
1(判断化学反应放热或吸热的方法
根据ΔH的―,‖和―,‖判断。 ΔH为―,‖为吸热反应,ΔH为―,‖为放热反应。 根据反应物和生成物的总能量差判断。 若E>E,为放
热反应;若E>E,则为吸热反应。
1(判断化学反应放热或吸热的方法
根据反应物和生成物的键能差判断。 若反应物的总键能大于生成物的总
键能,则为 吸热反应;若生成物的总键能大于反应物的总键能, 则为放热反应。 根据反应类型或具体的化学反应判断。
2(常见的吸热反应和放热反应
常见的放热反应有:
?活泼金属与H2O或酸的反应,2Al,6HCl===2AlCl3+3H2?;
?酸碱中和反应,如 2KOH,H2SO4===K2SO4,2H2O;
点燃 ?燃烧反应,如 2CO, O2=====2CO2; ?多数化合反应,如 Na2O,H2O===2NaOH, CaO, H2O===Ca2; 高温 ?铝热反应,如 2Al, Fe2O3=====Al2O3, 2Fe。
常见的吸热反应有: 高温 ?多数分解反应,如 CaCO3=====CaO,CO2?; ?某些晶体间的反应 2NH4Cl , Ba2? 8H2O===BaCl2 , 2NH3?,10H2O; 高温 ?以 C、H2 、CO 为还原剂的氧化还原反应 C,H2O=====CO, H2; 高温 ?CO2,C=====2CO。
[注意]
? 需要加热才能进行的反应不一定都是吸热反应,
如木炭的燃烧。
? 常温下就能进行的反应不一定都是放热反应,
如氢氧化钡晶体和氯化铵固体的反应。
? 任何化学反应都伴随着能量变化,但能量变化
不一定都表现为热量变化,还可能以声、光、电等形式
表现出来。 ? 任何化学反应都有反应热
已知H2,O2 = H2O反应过程中能量变 化如图所示,问:a、b、c分别代表什么意义,该反应是放 热反应还是吸热反应,ΔH大于零还是小于零,
a代表旧键断裂吸收的能量 b代表新键形成释放的能量
c代表反应热 放热反应 ΔH 列说 法正确的是 ?石墨不如金刚石稳定 ?金刚石不如石墨稳定 ?等质量的石墨与金刚石完全燃烧,金刚石放出的 能量多 ?等质量的石墨与金刚石完全燃烧,石墨
放出的能量多 A(?? B(?? C(?? D(??
? 答案 B
白磷与氧可发生如下反应:P4,5O2= P4O10。已知断 裂下列化学键需要吸收的能量分别为:P,P a kJ? mol-1、P,O b kJ? mol-1、P= O c kJ? mol-1、O=O d kJ? mol-1。根据图示的分子结构 和有关数据估算该反应的ΔH,其中正确的是 A( kJ? mol-1 B( kJ? mol-1 C( kJ? mol-1 D( kJ? mol-1
? 答案:A
三、高考经典 1、下列推断是否正确 下图中a、b曲线分别表示反应 CH2=CH2 + H2?CH3CH3 ΔH,0使用 和未使用催化剂时,反应过程中的能量变化
生成物总能量一定低于反应物总能量 同温同压下,H2+Cl2=2HCl 在光照和点燃条件下的ΔH不同
2、已知H2+Br2=2HBr ΔH,72 kJ? mol-1,蒸发1 mol Br2需要吸收的能量为30 kJ,其他相关数据如下表:
H2 1 mol分子中的化学键断 裂时需要吸收的能量/kJ 436 Br2 a HBr 369
? 则表中a为 B(260 D(200
答案:D
3、SF6是一种优良的绝缘气体,分子结 构中只存在S,F键。已知:1 mol S转化为气态 硫原子吸收能量280 kJ,断裂1 mol F,F、S,F键 需要吸收的能量分别为160 kJ、330 kJ,则S, 3F2 = SF6的反应热ΔH为
? A(-1780 kJ? mol-1 ? C(-450 kJ? mol-1
答案:B
B(-1220 kJ? mol-1 D(+430 kJ? mol-1
篇三 : 焓变
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1、焓变大小的判断:什么时候带符号什么时候不带符号,
2、焓变:如果从总能量来考虑是谁减谁,
如果从键能来考虑是谁减谁,
1楼回复人:jzgjsyz2011-9-22 15:03:42回复编辑
焓变=反应物键能总和,生成物键能总和=生成物总能量—反应物总能量。
[例1] 常温常压下,1gH2在足量Cl2中燃烧生成HCl气体,放出92.3kJ的热量,则该反应的热化学方程式书写正确的是。
A(H2+Cl2==2HCl;?H= —92.3kJ
B(?H2+?Cl2==HCl;?H= +92.3kJ/mol
C(H2+Cl2==2HCl;?H= —184.6kJ/mol
D(2HCl===H2+Cl2;?H= +184.6kJ/mol
[答案] D
[解题指导] ?H的单位为kJ/mol,放热为―—‖吸热为―+‖,数值必须与化学计量数相对应;在热化学方程式中,必须注明各物质的状态;正反应若为放热反应,则其逆反应必为吸热反应,二者的?H符号相反而数值相等。
[例2] 甲硅烷是一种无色液体遇到空气能发生爆炸性自燃生成SiO2和水。已知室温下10g甲硅烷自燃放出热量446kJ,表示其燃烧热的热化学方程式为 ,甲硅烷的燃烧热为 。
[答案] SiH4+ 2O2=== SiO2+2H2O;?H=—1427.2 kJ/mol。燃烧热为1427.2 kJ/mol。
[解题指导] 在表示燃烧热的热化学方程式中,可燃物的化学计量数必须为1,与反应方程式对应的反应热即为燃烧热;燃烧热必须写有单位,不能写―—‖号。题目中没有强调物质的状态时,以常温状态为准。
[例3] 已知HCl+NaOH===NaCl+H2O;?H = —57.3kJ/mol,下列说法中正确的是。
A.浓硫酸和氢氧化钠溶液反应,生成1molH2O时放热57.3kJ
B.含1molH2SO4的稀硫酸与足量稀NaOH溶液反应后放热57.3kJ
C.1L0.1mol/LCH3COOH与1L0.1mol/LNaOH溶液反应后放热5.73kJ
D. 1L0.1mol/LHNO3与1L0.1mol/LNaOH溶液反应后放热5.73 kJ
[答案] D。
[解题指导]
?若酸、碱是固体或浓溶液,则反应放出的热量较多;
?若生成的水多于或少于1mol,则放出的热量多于或小于57.3kJ,热量应与生成水的物质的量对应;
?若有弱酸或弱碱参加反应生成1molH2O时,则放出的热量一般小于57.3kJ;
?若生成物中除1molH2O外,还有其他难溶或难电离的物质生成
时,反应热不是中和热;
?任何配平的中和反应都有反应热,但只有只生成1molH2O的中和反应的反应热叫中和热。
[例4] 10g硫磺在O2中完全燃烧生成气态SO2,放出的热量能使500gH2O温度由18?升至62.4?,则硫磺的燃烧热为 ,热化学方程式为 。
[解] 10g硫磺在O2中完全燃烧放出的热量为:
Q=m?c=500g×4.18×10—3kJ?g—1??—1?=92.8 kJ
1mol硫磺燃烧放热为:92.8 kJ×32g?mol—1/10g=297 kJ,所以硫磺的燃烧热为297kJ/mol。热化学方程式为:S+ O2=== SO2;?H=— 297kJ/mol。
[解题指导] 计算热量时要注意单位统一,并与反应热单位一致。在表示燃烧热的热化学方程式中,可燃物的化学计量数必须为1,与此反应方程式对应的反应热即为燃烧热。
[例5] 一定条件下,合成氨反应的热化学方程式为N2+ 3H2 2NH3;
?H=—92.4kJ/mol。相同条件下,在密闭容器中加入1molN2和3molH2,充分反应并达到平衡时,放出的热量 92.4kJ。原因是 。
[答案] 小于;该反应为可逆反应,1molN2和3molH2充分反应并达到平衡时,不能生成2mol氨气,因此,放出的热量一定小于92.4kJ。
[解题指导] 热化学方程式中的?H,是按照化学计量数所表示的物质的量的关系完全反应后的反应热;对于可逆反应,一定量的反应物不可能完全反应,因此,放出的热量要小。
[例6] 依据事实,写出下列反应的热化学方程式。
?1molN2与适量H2起反应,生成NH3,放出92.2 kJ的热量。
?1molCu与适量O2起反应,生成CuO,放出157 kJ的热量。
[答案] N2+3H2===2NH3;?H =—92.2 kJ /mol
2Cu+O2===2CuO;?H = —2×157 kJ /mol
或Cu+?O2===CuO;?H = —157 kJ /mol
[解题指导]
书写热化学方程式时,一定要注明?H的―+‖或―—‖,测定条件一般可不注明,反应条件可不写;注明各反应物和生成物的聚集状态;配平时,化学方程式的化学计量数可以是整数或分数;反应热要与反应式匹配或对应。
[例7] 查课本上的热化学方程式,计算1g氢气与适量的氧气完全反应,生成气态水和液态水各放出多少热量,
[解] 设放出的热量为X,氢气与氧气反应的热化学方程式为
2H2+O2==2H2O;?H = —483.6kJ/mol
4g 放出热量483.6 kJ
1g X
1g氢气与适量的氧气完全反应放出的热量为:
X=1g×483.6kJ/4g=120.9 kJ
[另解] 1g氢气的物质的量为:1g/2g?mol—1=0.5 mol。
由热化学方程式可知,2mol氢气完全反应生成气态水时放出的热量为483.6 kJ,则1g氢气与适量的氧气完全反应放出的热量为:
0.5mol×483.6 kJ /2mol=120.9 kJ
2 H2+O2=2 H2O;?H= —571.6kJ
2mol氢气完全反应生成气态水时放出的热量为571.6kJ,则1g氢气与适量的氧气完全反应放出的热量为:
0.5mol×571.6kJ/2mol=140.3 kJ
[答] 1g氢气与适量的氧气完全反应,生成气态水和放出120.9 kJ热量;生成液态水时放出140.3 kJ热量。
[例8] 已知C+O2= CO2;?H=—393.5 kJ/mol,H2+? O2= H2O; ?H=—241.5 kJ/mol。欲得同样多的热量,需充分燃烧C和H2的质量比约为。
A.12:3.25 B.3.25:12 C.1:1 D.6:1
[解] 根据热量相等列等量关系式
解得:
故选A。
[解题指导]
计算时,先将质量或体积换算成物质的量,再由热化学方程式的意义计算。计算燃烧热或中和热时,先计算燃烧1mol可燃物或生成1mol水时的反应热。总热量=n×ΔH。注意解题或书写规范。如kJ不能写成―KJ‖、kj或―Kj‖。用文字说明燃烧热、中和热及放出或吸收多少热量时,不标―+‖、―—‖,而热化学方程式中一定要标明。
-------jzgjsyz修改于2011-9-22 15:04:55-------
奖励点数+3:您的回复对我很有启发~
2楼回复人:小毛蛋2011-9-23 11:30:49回复编辑
请问两个焓变比较大小的时候什么时候带正负号,什么时候不
带,
3楼回复人:jzgjsyz2011-9-23 13:55:37回复编辑
比?H大小时带正负号,比热量大小时跟正负号无关,只说谁放的热多,谁吸的热多
奖励点数+1:
4楼回复人:dqez2011-9-25 11:15:51回复编辑
焓变从物质具有的能量计算,应是生成物的总能量减去反应物的总能量;焓变从键能计算,应是断键键能之和减去成建键能之和,这样计算的原因是为了跟焓变的规定正为放热,负为吸热相统一。焓变在比较?H时要看正负号,比较热量时不看正负号。
奖励点数+1: 篇四 : 焓变 反应热
一. 教学内容:
焓变 反应热
二. 教学目标:
1. 了解化学反应原理的几种概念模型法。
2. 理解反应热的含义,能判断某反应是吸热还是放热反应。
3. 能从微观角度,运用化学键的知识,解释化学反应中的能量变化。
三. 教学重点、难点:
重点:活化能、活化分子、有效碰撞等概念模型及其应用
理解反应热的含义、焓变与反应热的关系并能进行简单的计算
难点:活化能、活化分子、有效碰撞等概念模型及其应用
理解反应热的含义、焓变与反应热的关系并能进行简单的计算
四. 知识分析:
活化能、活化分子、有效碰撞和催化剂等概念模型及其应用:
有效碰撞:能够发生化学反应的碰撞称为有效碰撞。
活化分子:能够发生有效碰撞的分子称为活化分子。
活化能:活化分子多出来的那部分能量称为活化能,或活化分子的最低能量与反应物分子的平均能量的差值称为活化能。
催化剂:在化学反应中能够改变化学反应速率,但本身的性质和质量都不会发生变化的物质。
说明:
1、分子或原子等微粒间的碰撞是物质发生化学反应的必要条件,但不是发生反应的充分条件。有效碰撞是物质发生化学反应的充分必要条件。
2、活化能是指活化分子的最低能量与反应物分子的平均能量之间的差值,它与反应过程中放出或吸收能量的多少无关。不同的化学键的能量不一样,因此,破坏或减弱化学键以便启动化学反应的―活化
能‖也就不一样,不同的化学反应活化能的差别很大。测量活化能的主要方法是测量温度对反应速率的影响。
3、某些反应的活化能几乎为0,是因为在反应前反应物已经成为自由的离子或原子,不再需要用来破坏或减弱化学键以便启动化学反应的―活化能‖的缘故。
4、升温或降温可以提高或吸收能量,可影响反应物分子的能量,使分子活化;光、超声波等也可以改变分子的能量,使分子活化。它们是通过外界提供能量,使部分能量比较低的物质获得能量变成活化分子,从而增大单位体积内活化分子的百分数,增大有效碰撞次数,加快反应速率。
5、催化剂可以降低反应的活化能,使原来没有达到活化分子的分子变成活化分子,从而提高单位体积内活化分子的百分数,增大有效碰撞次数,加快反应速率。这一点与升高温度等提供能量的做法不一样。
6、外界条件,如:浓度、温度、压强、催化剂等的改变,都是通过改变单位体积内的活化分子的数目,改变有效碰撞次数,改变反应速率。但不一样的是,浓度和压强,改变的是单位体积内活化分子的数目,并没有改变活化分子的百分数;而温度和催化剂则是改变单位
体积内活化分子的百分数,改变有效碰撞次数,改变反应速率。
反应热和焓变
焓是与内能有关的物理量,反应在一定条件下是吸热还是放热由生成物和反应物的焓值差即焓变决定。
在化学反应过程中所释放或吸收的能量都可用热量来表示,叫反应热,又称―焓变‖,符号用?H表示,单位一般采用kJ/mol
说明:
1、化学反应中不仅存在着―物质变化‖,还存在着―能量变化‖,这种变化不仅以热能的形式体现出来,还可以以光、电等形式表现。
2、如果反应物所具有的总能量高于生成物所具有的总能量,那么在发生化学反应时,就有部分能量以热的形式释放出来,称为放热反应;如果反应物所具有的总能量低于生成物所具有的总能量,那么在发生化学反应时,反应物就需要吸收能量,才能转化为生成物。
一个化学反应是放热还是吸热取决于所有断键吸收的总能量与所有形成新键放出的总能量的相对大小,若断键吸收的总能量小于形成
新键释放的总能量,则为放热反应;断键吸收的总能量大于形成新键释放的总能量,则为吸热反应。
3、焓是与内能有关的物理量,在敞口容器中焓变与反应热相同。
4、从宏观角度:焓变:ΔH,H生成物,H反应物,其中:
H生成物表示生成物的焓的总量;H反应物表示反应物的焓的总量;ΔH为―,‖表示吸热反应,ΔH为―,‖表示放热反应。
5、从微观角度:ΔH,E吸收,E放出 ,其中:E吸收表示反应物断键时吸收的总能量,E放出表示生成物成键时放出的总能量;ΔH为―,‖表示吸热反应,ΔH为―,‖表示放热反应。
6、体系:被研究的物质系统称为体系,体系以外的其他部分称为环境。放热是体系对环境做功,把能量传递给环境;而吸热则是环境对体系做功,是环境把能量传递给体系。
7、反应热和焓变的单位都是―kJ/mol或kJ?mol,1‖,其中mol,1是指每摩尔某一反应,而不是指某一物质的微粒等。
8、常见的放热反应有:化合反应、酸碱中和反应、燃烧反应、活
泼金属与酸的反应等;常见的吸热反应有:分解反应、碳与一氧化碳的反应、氢氧化钡与氯化铵固体的反应等。
热化学方程式:
热化学方程式:能表示参加反应的物质的量和反应热的关系的化学方程式。
说明:
1、影响一个化学反应的反应热的因素有:?反应时的温度与压强;?反应物与生成物的状态;?方程式中的计量数。
2、我们可以通过:?注明温度与压强;?注明反应物与生成物的状态;?注明?H的正负;??H与计量数成比例等直观地表示化学反应中的热效应。
3、热化学方程式的意义:表明了物质的种类;表明了物质数量的变化;表明了化学反应中能量的变化。
4、与化学方程式相比,正确书写热化学方程式时应注意:?需注明反应的温度和压强;因反应的温度和压强不同时,其?H不同。;
?必须标明各种物质的状态。;?方程式后面必须标明反应热,吸热反应ΔH为―,‖、放热反应ΔH为―,‖;?热化学方程式中各物质化学式前面的系数仅表示该物质的物质的量,所以,可以用分数表示;?ΔH的数值与反应的系数成比例;?不需要注明反应的条件。
5、热化学方程式书写正确的判断:遵循质量守恒定律和能量守恒定律。
,例1,下列说法正确的是
A、需要加热方能发生的反应一定是吸热反应
B、放热的反应在常温下一定很容易发生
C、反应是放热还是吸热必须看反应物和生成物所具有的总能量的相对大小
D、吸热反应在一定条件下也能发生
解析:化学反应的能量变化主要表现为放热或吸热。反应是放热还
是吸热主要取决于反应物和生成物所具有的总能量的相对大小。放热反应和吸热反应在一定条件下都可以发生。反应开始时需要加热的可能是吸热反应,也可能是放热反应。吸热反应开始时需要加热,反应后需要不断加热才能使反应继续下去,如:石灰石高温煅烧成生石灰;放热反应开始加热,反应后会放出一定的热量,如果反应热量足够大,就可以使反应维持下去,即反应过程中不需要再加热,如铁粉与硫粉的反应等。
答案:C、D
,例2,煤燃烧的反应热可通过以下两个途径来利用:a、利用煤在充足的空气中直接燃烧产生的反应热;b、先使煤与水蒸气反应得到H2和CO,然后使得到的H2和CO在充足的空气中燃烧。这两个过程的热化学方程式为:
a、C+O2,CO2 ?H,E1 ?
b、C,H2O,CO,H2 ?H,E2 ?
H2+1/2O2,H2O ?H,E3 ?
CO+1/2O2,CO2 ?H,E4 ?
回答:
与途径a相比途径b有较多的优点,即 。
上述四个热化学方程式中的哪个反应的
?H>0: 。
等质量的煤分别通过以上两条不同的途径产生的可利用的总能量关系正确的是
A、a比b多 B、a比b少 C、a与b在理论上相同
根据能量守恒定律,E1、E2、E3、E4之间的关系为: 。
解析:途径b是一种煤净化技术,其优点有:煤的利用率高,变成气体燃料后,运输方便,使燃料燃烧充分。
?为吸热反应,反应体系的能量增加,?H>0。
当相同的反应物通过不同的途径的若干反应得到相同的生成物时,这两个过程中的总的能量变化一定相同。
可以通过反应方程式???相加或相减消去中间产物,同时进行能量的相加或相减,最终得到的反应热和?相等。
答案:煤的利用率高;变成气体燃料后,运输方便;使燃料充分燃烧。
反应? C E1,E2,E3,E4
,例3,已知火箭发射时可用肼作燃料,NO2作氧化剂,这两者反应生成N2和H2O。且:N2,2O2,2NO2 ?H,,67.7kJ/mol
?
N2H4,O2,N2,2H2O ?H,,534kJ/mol ?
请计算1mol气态肼和NO2完全反应时放出的热量为 kJ,并写出肼与NO2反应的热化学方程式。
解析:根据题意,要求下列反应的反应热?H的值:
N2H4,NO2,3/2 N2,2H2O;
则有?,??2,?,即?H2,?H1?2,?H3。
则?H3,,534kJ/mol,67.7kJ/mol?2,,567.85kJ/mol
答案:567.85;N2H4,NO2,3/2 N2,2H2O;?H3,,567.85kJ/mol
,例4,拆开1molH—H键、1molN—H键、1molN?N键分别需要的能量是436kJ、391kJ、946kJ,则1molN2生成NH3的反应热为: ,1molH2生成NH3的反应热为 。
解析:1molN2生成NH3,则有3H2+N2,2NH3
即?H,436×3,946×1,391×6,,92kJ/mol
1molH2生成NH3,则有H2+1/3N2,2/3NH3
即?H,,92kJ/mol×1/3,,30.67kJ/mol
因为反应热单位中的mol,1是指某一反应,而不指某一物质的物
质的量
答案:,92kJ/mol;,30.67kJ/mol
1、下列过程中,需要吸收能量的是
A、H+H,H2 B、H+Cl,HCl C、I2?I+I D、S+O2,SO2
2、吸热反应一定是
A、反应物总能量高于生成物总能量 B、释放能量
C、反应物总能量低于生成物总能量 D、储存能量
3、下列各项与反应热的大小无关的是
A、反应物、生成物的状态 B、反应的温度
C、反应物的多少 D、表示反应热的单位
4、已知反应:X+Y,M+N为放热反应,对该反应的下列说法正确的是
A、X能量一定高于M
B、Y能量一定高于N
C、X和Y的总能量一定高于M和N的总能量
D、因该反应为放热反应,故不必加热就可发生
5、下列关于热化学方程式的说法中,正确的是
A、热化学方程式是表示放热反应的方程式
B、热化学方程式是表示物质完全燃烧的式子
C、相同物质的反应,当化学计量数不同时,其?H也不同
D、热化学方程式中,?H可能是―,‖,也可能是―,‖
6、加热一种在常压下沸腾着的液体,液体温度会
A、升高 B、降低 C、保持不变 D、不能确定
7、1molC与1mol水蒸气反应生成1molCO和1molH2,需要吸收131.5kJ的热量,则该反应的反应热是
A、?H,131.5kJ B、?H,,131.5kJ
C、?H,131.5kJ/mol D、?H,,131.5kJ/mol
8、已知氢气在氯气中燃烧时产生苍白色火焰,在反应过程中,破坏1 mol氢气的化学键消耗的能量为Q1kJ,破坏1mol氯气的化学键消耗的能量为Q2kJ ,形成1mol氯化氢中的化学键消耗的能量为Q3kJ,下列关系式正确的是:
A、Q1 +Q2>Q3 B、Q1+Q2>2Q3 C、Q1 +Q2Q2 C、Q1?H2 C、?H1篇五 : 焓变:焓变-公式,焓变-相关知识
焓变即物体焓的变化量。焓是物体的一个热力学能状态函数,即热函:一个系统中的热力作用,等于该系统内能加上其体积与外界作用于该系统的压力的乘积的总和。焓是一个状态函数,也就是说,系统的状态一定,焓的值就定了。焓的定义式是这样的:H=U+pV [焓
=流动内能+推动功]其中U表示热力学能,也称为内能,即系统内部的所有能量;p是系统的压力,V是系统的体积 。
焓变_焓变 -公式
焓变
焓变焓变是生成物与反应物的焓值差。作为1个描述系统状态的状态函数,焓变没有着明确的物理意义。
ΔH表示的是系统发生1个过程的焓的增量。
ΔH=ΔU+Δ
在恒压条件下,ΔH数值上等于恒压反应热。
焓变是制约化学反应能否发生的重要因素之一,另1个是熵变。
熵增焓减,反应自发;
熵减焓增,反应逆向自发;
熵增焓增,高温反应自发;
熵减焓减,低温反应自发。
焓变_焓变 -相关知识
在介绍焓之前我们需要了解一下分子热运动、热力学能和热力学第一定律:
分子的热运动
1827年,英国植物学家布朗把非常细小的花粉放在水面上并用显微镜观察,发现花粉在水面上不停地运动,且运动轨迹极不规则。起初人们以为是外界影响,如振动或液体对流等,后经实验证明这种运动的的原因不在外界,而在液体内部。原来花粉在水面运动是受到
各个方向水分子的撞击引起的。于是这种运动叫做布朗运动,布朗运动表明液体分子在不停地做无规则运动。从实验中可以观察到,布朗运动随着温度的升高而愈加剧烈。这表示分子的无规则运动跟温度有关系,温度越高,分子的无规则运动就越激烈。正因为分子的无规则运动与温度有关系,所以通常把分子的这种运动叫做分子的热运动。
热力学能
在热学中,分子、原子、离子做热运动时遵从相同的规律,所以统称为分子。
既然组成物体的分子不停地做无规则运动,那么,像一切运动着的物体一样,做热运动的分子也具有动能。个别分子的运动现象是偶然的,但从大量分子整体来看,在一定条件下,他们遵循着一定的统计规律,与热运动有关的宏观量——温度,就是大量分子热运动的统计平均值。分子动能与温度有关,温度越高,分子的平均动能就越大,反之越小。所以从分子动理论的角度看,温度是物体分子热运动的平均动能的标志。
分子间存在相互作用力,即化学上所说的分子间作用力。分子间作用力是分子引力与分子斥力的合力,存在一距离r0使引力等于斥力,在这个位置上分子间作用力为零。分子引力与分子斥力都随分子间距减小而增大,但是斥力的变化幅度相对较大,所以分子间距大于r0时表现为引力,小于r0时表现为斥力。因为分子间存在相互作用力,所以分子间具有由它们相对位置决定的势能,叫做分子势能。分子势能与弹簧弹性势能的变化相似。物体的体积发生变化时,分子间距也
发生变化,所以分子势能同物体的体积有关系。
物体中所有分子做热运动的动能和分子势能的总和叫做物体的热力学能,也叫做内能。热力学能与动能、势能一样,是物体的1个状态量。
初中我们学过,改变物体内能的方式有2个:做功和热传递。
1个物体,如果它跟外界不发生热交换,也就是它既没有吸收热量也没有放出热量,则外界对其做功等于其热力学能的增量:
ΔU1=W
如果物体对外界做功,则W为负值,热力学能增加量ΔU1也为负值,表示热力学能减少。
如果外界既没有对物体做功,物体也没有对外界做功,那么物体吸收的热量等于其热力学能的增量:
ΔU2=Q
如果物体放热,则Q为负值,热力学能增加量ΔU2也为负值,表示热力学能减少。
一般情况下,如果物体跟外界同时发生做功和热传递的过程,那么物体热力学能的增量等于外界对物体做功加上物体从外界吸收的热量,即:
ΔU=ΔU1+ΔU2=Q+W
热力学第一定律
因为热力学能U是状态量,所以:
ΔU=ΔU末态-ΔU初态=Q+W
上式即热力学第一定律的表达式。
化学反应都是在一定条件下进行的,其中以恒容与恒压最为普遍和重要。
在密闭容器内的化学反应就是恒容过程。因为系统体积不变,而且只做体积功,所以W=0,代入热一定律表达式得:
ΔU=Q
它表明恒容过程的热等于系统热力学能的变化,也就是说,只要确定了过程恒容和只做体积功的特点,Q就只决定于系统的初末状态。
在敞口容器中进行的化学反应就是恒压过程。所谓横压是制系统的压强p等于环境压强p外,并保持恒定不变,即p=p外=常数。由于过程恒压和只做体积功,所以:
W=W体积=-p外=-
其中W为外界对系统做的功,所以系统对外做功为负。压强乘以体积的改变量是系统对外做的功,可以按照p=F/S,V=Sh,?Fh=pV来理解。
将其代入热一定律表达式得:
Q=ΔU-W=U2-U1+=-
因为U+pV是状态函数的组合,所以将它定义为1个新的状态函数——焓,并用符号H表示,所以上式可变为:
Q=H2-H1=ΔH
它表明恒压过程中的热等于系统焓的变化,也就是说,只要确定了过程恒压和只做体积功的特点,Q就只决定于系统的初末状态。
焓的理解
焓变焓的物理意义可以理解为恒压和只做体积功的特殊条件下,Q=ΔH,即反应的热量变化。因为只有在此条件下,焓才表现出它的特性。例如恒压下对物质加热,则物质吸热后温度升高,ΔH>0,所以物质在高温时的焓大于它在低温时的焓。又如对于恒压下的放热化学反应,ΔH 焓变的理解
焓变是与化学反应的起始状态、终止状态有关,与物质所处环境的压强、温度等因素有关,与化学反应的过程无关。焓及焓变与等压热效应的关系如下:
在等压,只做体积功条件下:
Δu=qp+w=qp–p
Δu=qp+pv1–pv2
qp=
含H=u+pv
则qp=H2–H1=ΔH
结论:等压,只做体积功条件下,体系焓变在数值上等于等压热效应。
范文二:熵变和焓变
关于熵变、焓变的教学设计构想
在新教材必修4增加了新知识《化学反应原理》,对化学反应的理解有了更进一步的要求。
新增内容熵变和焓变,只用来判断化学反应的方向比较容易理解,但对其本质原因却难以把握。从
教材编排的层次上看,并不要求通过深刻分析讲解后给熵变、焓变下定义,只要求学生知道熵变、焓
变是判断化学反应方向的重要依据;能用焓变和熵变说明化学反应的方向;要求学生知道化学反应发
生的总趋向是体系能量降低和熵的增加即可。
教材安排的教学层次大致为:
一.以学生熟悉的自发进行的放热反应为例,介绍化学反应有向能量降低的方向自发进行的倾向——焓
判据;以生活现象为例,说明混乱度(熵)增加是自然界的普遍规律,也是化学反应自发进行的一种
倾向——熵判据。
二.用实例说明单独运用上述判断依据中的任一种,都可能出现错误,都是不全面的。
三.要正确的判断化学反应的方向,需要综合考虑焓变和熵变的复合判据。
四.简单介绍了用“自由能”作为判断依据的结论性内容。
教学设计:
引导学生讨论生活中常见的哪些现象的实质是化学变化,哪些化学变化是自发的发生,
其中哪些是有害的,不利于生产生活和环境的?
学生都具有最基本的常识:钢铁腐蚀、汽车尾气、白色污染等
现代都市空气中的主要污染物--汽车尾气中的主要污染物是氮的氧化物以及燃料燃
烧不完全所产生的一氧化碳。为了减轻大气污染,人们提出通过以下反应来处理汽车尾气:
2NO(g) + 2CO(g) = N2(g) + 2CO2(g)
试判断这一方案是否可行?理论依据是什么?
引出正题---判断化学反应方向的依据。
举例讲解以下相关过程及概念
1.认识自发过程和自发反应
2.化学反应方向的焓判据
ΔH0,正向反应不能自发进行,而逆向反应能自发进行。
举反例:多数自发进行的化学反应是放热反应,但也有不少吸热反应能自发进行。
N2O5 (g) = 4NO2 (g) + O2 (g) ; △H = +
56.7kJ·mol-1
反应焓变是与反应能否自发进行有关的一个因素,但不是唯一因素。
3.化学反应方向的熵判据
1.如何理解“熵”的含义?
2. “熵”即体系的混乱度,这种说法对吗?为什么?
1.熵判椐:在密闭条件下,体系有由有序自发地变为无序的倾向。
2.混乱度:表示体系的不规则或无序状态。
3.熵:热力学上用来表示混乱度的状态函数。
4.熵的大小判断: (1)气态 > 液态 > 固态 (2)与物质的量成正比
需要注意的是,一个体系的熵不能永远增加,最终会达到一个最大的无序状态,此时,体系
呈现有确定的性质,尽管分子水平上的变化仍在发生。我们讲的化学体系,当它具有不变的可观察的
性质时,整个体系处在平衡状态,所以当一个体系达到它的最大熵时,就处于平衡状态。
5.反应熵变△S=反应产物总熵-反应物总熵
产生气体的反应,气体物质的量增大的反应,△S通常为正值,为熵增加反应,反应自发进
行。需大家特殊注意的是,两种气体的混合也是熵增加的过程。
6.熵增的过程就是自发过程
7.熵变不仅存在于化学变化中,物理变化中也有熵变,如物质的三态变化
反应熵变是与反应能否自发进行有关的又一个因素,但也不是唯一因素。
焓变与熵变对化学反应的方向有着共同的影响,研究表明,在恒温、恒压下,判断化学反应
自发性的判据是:
△G = △H - T△S(吉布斯—亥姆霍兹公式)(△G为体系自由能变化,单位: kJ·mol-1):
△G = △H - T△S
△G =△H - T△S = 0 反应达到平衡状态;
△G =△H - T△S > 0
略
略
略
反应不能自发进行。
范文三:焓变及熵变与反应方向
焓变及熵变与反应方向
河北省宣化县第一中学 栾春武 邮编 075131
栾春武:中学高级教师, 张家口市中级职称评委会委员。 河北省化学学会会员。 市骨干 教师、市优秀班主任、模范教师、优秀共产党员、劳动模范、县十佳班主任。
联系电话:15931311290 QQ :274799672 E-mail :
一、焓变与化学反应方向的关系
体系总是趋向于从高能状态转变为低能状态(这时体系往往会对外做工或释放能量) 。 这一经验规律是能量判断的依据,即焓变是决定一个化学反应能否自发进行的一个重要因 素。
1. 多数能自发进行的化学反应是放热反应
例如:在常温、 常压下, 氢氧化亚铁被氧化为氢氧化铁的反应就是一个自发的、 放热反 应。其热化学方程式为:
4Fe(OH) 2 (s) + 2H2O(l) + O2(g) === 4Fe(OH)3(s) △ H(298K) =-444.3 kJ·mol -1
再如:在常温、常压下,氢氧化钠溶液和盐酸的反应也是一个自发的、放热反应。其热 化学方程式为:NaOH(aq)+HCl(aq) === NaCl(aq)+ H2O(l) △ H(298K)=-56kJ/mol
2. 有一些吸热反应在室温条件下不能自发进行,但在较高温度下却能自发进行。例如:在室温和较高温度下均为吸热过程的 CaCO 3的分解反应:
CaCO 3(s) ===CaO(s) + CO2(g) △ H(298K)=+178.2 kJ·mol -1
CaCO 3(s) ===CaO(s) + CO2(g) △ H(1200K)=+176.5 kJ·mol -1
3. 有不少吸热反应在室温条件下也能自发进行。例如:
2N 2O 5(g) ===4NO 2(g)+O2(g) △ H(298K) =+56.7kJ/mol
(NH4) 2CO 3(s) === NH4HCO 3(s)+NH3(g) △ H(298K) =+74.9 kJ/mol
NH 4HCO 3(s) + CH 3COOH(aq) ===CO 2(g) + CH 3COONH 4(aq) + H 2O(l) △ H(298K)= +37.30 kJ·mol -1
反应放热有利于反应自发进行, 反应吸热也有可能自发进行, 这说明反应的焓变只是与 反应能否自发进行有关的一个因素,但不是唯一因素。
二、熵变与化学反应方向的关系
在同一条件下,不同的物质熵值不同,且一物质的熵与其聚集状态及外界条件还有关, 一般来说, S(g)>S(l)>S (s)。在密闭的条件下,体系有从有序自发地转变为无序的倾向, 该变化过程体系的熵增大。熵值越大,体系的混乱程度越大。
1. 许多熵增加的反应在常温、常压下可以自发进行。产生气体或气体物质的物质的量 增大的反应,熵变通常都是正值,为熵增加反应。例如:2H 2O 2(aq) === 2H2O(l) + O2(g)。
2. 有些熵增加的反应在常温、常压下不能自发进行,但在较高温度下可以自发进行。 例如:CaCO 3(s) 高温 CaO(s) + CO2(g); C(s, 石墨 ) + H2O(g) 高温 CO(g) + H2(g)。 3. 有不少熵减小的反应,在一定条件下也可自发进行。
例如:2Al(s) + Fe2O 3(s) 高温 Al 2O 3(s) + 2Fe(s)
熵增加有利于反应自发进行, 熵减小的反应, 在一定条件下也可自发进行。 故熵增原理 是解释反应能否自发进行有关的一个因素,但不是唯一因素。
由此可见, 焓变和熵变都与反应的自发性有关, 又都不能独立地作为自发性的判据, 要 判断反应进行的方向,必须综合考虑体系的焓变和熵变。
三、焓变和熵变与化学反应进行的方向
一个化学反应能否自发进行, 既与反应的焓变有关, 又与反应的熵变有关。 一般来说体 系能量减小和混乱度增加都能促使反应自发进行, 焓变和熵变共同制约着化学反应进行的方 向, 但焓和熵都不是唯一因素, 我们不能单纯地根据焓变或熵变来判断某个反应是否自发进 行。 在等温、 等压条件下, 化学反应的方向是由反应的焓变和熵变共同决定的。 化学反应自 发进行的最终判据是吉布斯自由能变,自由能一般用 △ G 来表示。且 △ G =△ H -T △ S :当△ G =△ H -T △ S <>
当△ G =△ H -T △ S =0时,反应达到平衡状态。
当△ G =△ H -T △ S >0时,反应不能向正反应方向自发进行。
在一定条件下,自发反应总是向 △ H -T △ S <0的方向进行,直至达到平衡状态。 当="" △="" h="">0的方向进行,直至达到平衡状态。><0、 △="" s="">0时,反应自发进行。
当 △ H >0、 △ S <>
当 △ H >0、 △ S >0时,焓的因素不利于反应,而熵的因素(-T △ S )却有利于反应。 谁大谁小, 决定于具体体系的具体数值。 但可以肯定的是, 若增加温度, 则增加熵因素的影 响,甚至可以使熵因素的正面影响超过焓因素的负面影响,反应就变成可以自发进行的了, 即该类反应在高温下正向自发、低温下正向不自发。
当 △ H <0、 △="" s="">0、><0时,焓因素有利于反应,而熵的因素(-t △="" s="" )却不利于反应。谁="" 大谁小,="" 决定于具体体系的具体数值。="" 但可以肯定的是,="" 若降低温度,="" 则减小熵因素的负面="" 影响,="" 甚至可以使焓因素的正面影响超过熵因素的负面影响,="" 反应就变成可以自发进行的了,="">0时,焓因素有利于反应,而熵的因素(-t>
上述讨论都是定性的讨论,在后两种情况中,若改变温度,也要考虑到不同温度下 △ H 和 △ S 自身的变化。
化学反应方向的判据指出的仅仅是在一定条件下化学反应进行的趋势, 并不能说明在该 条件下反应能否实际发生。
【例题 1】 下列说法正确的是
A. 凡是放热反应都是自发的,凡是吸热反应都是非自发的
B. 自发反应一定是放热反应,非自发反应一定是吸热反应
C. 自发反应在适当条件下才能实现
D. 自发反应在任何条件下都能实恰
解析:一般来讲, 自发反应常常是容易进行的过程, 吸热反应有些也是自发的过程, 过 程的自发性只能用于判断过程的方向, 是否能实现还要看具体的条件。 即一个化学反应能否 自发进行, △ H 仅是与其有关的一个因素。
答案:C
【例题 2】 碳酸铵在室温下就能自发地分解产生氨气,下面对其说法正确的是
A. 碳酸铵分解是因为生成了易挥发的气体,使体系的熵增大
B. 碳酸铵分解是因为外界给予了能量
C. 碳酸铵分解是吸热反应根据焓判据不能自发分解
D. 碳酸盐都不稳定,都能自发分解
解析:碳酸铵自发分解是因为由于氨气的生成而使体系的熵增大, 有的碳酸盐就很稳定, 不能自发分解。 熵增原理是解释自发反应过程的判据之一, 熵是体系混乱程度的量度, 体系 的混乱度越高,有序性越低,熵值就越高。
答案:A
【 例题 3】已知 298K 时:
Ca(s) + C(s,石墨 ) + 3/2O2(g) === CaCO3(s) △ H 1=-1206.8 kJ·mol -1
Ca(s) + 1/2O2(g) === CaO(s) △ H 2=-635.1 kJ·mol -1
C(s,石墨 ) + O2(g) === CO2 (g) △ H 3=-393.5 kJ·mol -1
CaCO 3(s) === CaO(s) + CO2 (g) △ S =+169.6 J·mol -1·K -1
又知当 △ G =△ H -T △ S <0时,反应能够自发进行(假定反应的熵变和焓变不随温度 变化)="">0时,反应能够自发进行(假定反应的熵变和焓变不随温度>
(1)反应 CaCO 3(s) === CaO(s) + CO2 (g) 在室温下能否自发进行?
(2)反应 CaCO 3(s) === CaO(s) + CO2 (g) 在什么温度下能自发进行?
解析:根据题给条件有:
CaCO 3(s) === Ca(s) + C(s,石墨 ) + 3/2O2(g) △ H 4=-△ H 1=+1206.8 kJ·mol -1……① Ca(s) + 1/2O2(g) === CaO(s) △ H 2=-635.1 kJ·mol -1 ……②
C(s,石墨 ) + O2(g) === CO2 (g) △ H 3=-393.5 kJ·mol -1……③
则反应① + ② + ③得:
CaCO 3(s) === CaO(s) + CO2 (g) △ H =△ H 4 + △ H 2 + △ H 3 =+1206.8 kJ·mol -1-635.1 kJ·mol -1 -393.5 kJ·mol -1=178.2 kJ·mol -1。
因此室温时, △ G =△ H -T △ S =178.2 kJ·mol -1-298K ×169.6×10-3kJ·mol -1·K -1 =128kJ·mol -1>0。所以室温下该反应不能自发进行。
当 △ G =△ H -T △ S <0时,即 △="" h="">0时,即>
T > △ H
△ S
=
178.2 kJ·mol -1
169.6×10kJ·mol ·K
=1051 K时,该反应能够自发进行。
答案:(1)室温下不能自发进行
(2)当 T >1051 K时,该反应能够进行。
范文四:焓变及熵变与反应方向
焓变及熵变与反应方向
一、焓变与化学反应方向的关系
体系总是趋向于从高能状态转变为低能状态(这时体系往往会对外做工或释放能量)。这一经验规律是能量判断的依据,即焓变是决定一个化学反应能否自发进行的一个重要因素。
1. 多数能自发进行的化学反应是放热反应
例如:在常温、常压下,氢氧化亚铁被氧化为氢氧化铁的反应就是一个自发的、放热反应。其热化学方程式为:
4Fe(OH) 2 (s) + 2H2O(l) + O2(g) === 4Fe(OH)3(s) ?H(298K) ,,444.3 kJ?mol,1
再如:在常温、常压下,氢氧化钠溶液和盐酸的反应也是一个自发的、放热反应。其热化学方程式为:
NaOH(aq)+HCl(aq) === NaCl(aq)+ H2O(l) ?H(298K),,56kJ/mol
2. 有一些吸热反应在室温条件下不能自发进行,但在较高温度下却能自发进行。例如:在室温和较高温度下均为吸热
1
过程的CaCO3的分解反应:
CaCO3(s) === CaO(s) + CO2(g) ?H(298K), +178.2 kJ?mol,1
CaCO3(s) === CaO(s) + CO2(g) ?H(1200K), +176.5 kJ?mol
3. 有不少吸热反应在室温条件下也能自发进行。例如:
2N2O5(g) === 4NO2(g)+O2(g) ?H(298K) , +56.7kJ/mol
(NH4)2CO3(s) === NH4HCO3(s)+NH3(g) ?H(298K) , +74.9 kJ/mol
NH4HCO3(s) + CH3COOH(aq) === CO2(g) +
CH3COONH4(aq) + H2O(l) ?H(298K), +37.30 kJ?mol,1
反应放热有利于反应自发进行,反应吸热也有可能自发进行,这说明反应的焓变只是与反应能否自发进行有关的一个因素,但不是唯一因素。
二、熵变与化学反应方向的关系
在同一条件下,不同的物质熵值不同,且一物质的熵与其聚集状态及外界条件还有关,一般来说,S(g),S(l),S (s)。在密闭的条件下,体系有从有序自发地转变为无序的倾向,该变化过程体系的熵增大。熵值越大,体系的混乱程度越大。
1. 许多熵增加的反应在常温、常压下可以自发进行。产生
2
气体或气体物质的物质的量增大的反应,熵变通常都是正值,为熵增加反应。例如: 2H2O2(aq) === 2H2O(l) + O2(g)。
2. 有些熵增加的反应在常温、常压下不能自发进行,但在较高温度下可以自发进行。
高温 高温 例如:CaCO3(s) CaO(s) + CO(g); C(s,石墨) + HO(g) CO(g) + H2(g)。 22
3. 有不少熵减小的反应,在一定条件下也可自发进行。
高温 例如:2Al(s) + Fe2O3(s) Al2O3(s) + 2Fe(s)
熵增加有利于反应自发进行,熵减小的反应,在一定条件下也可自发进行。故熵增原理是解释反应能否自发进行有关的一个因素,但不是唯一因素。
,1
由此可见,焓变和熵变都与反应的自发性有关,又都不能独立地作为自发性的判据,要判断反应进行的方向,必须综合考虑体系的焓变和熵变。
三、焓变和熵变与化学反应进行的方向
一个化学反应能否自发进行,既与反应的焓变有关,又与反应的熵变有关。一般来说体系能量减小和混乱度增加都能促使反应自发进行,焓变和熵变共同制约着化学反应进行的方向,但焓和熵都不是唯一因素,我们不能单纯地根据焓变或熵变来判断某个反应是否自发进行。在等温、等压条件下,化学反应的方向是由反应的焓变和熵变共同决定的。化学反
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应自发进行的最终判据是吉布斯自由能变,自由能一般用?G来表示。且?G , ?H,T?S:
当?G , ?H,T?S,0时,反应向正反应方向能自发进行。
当?G , ?H,T?S,0时,反应达到平衡状态。
当?G , ?H,T?S,0时,反应不能向正反应方向自发进行。
在一定条件下,自发反应总是向?H,T?S,0的方向进行,直至达到平衡状态。
当?H,0、?S,0时,反应自发进行。
当?H,0、?S,0时,反应不能自发进行。
当?H,0、?S,0时,焓的因素不利于反应,而熵的因素(,T?S)却有利于反应。谁大谁小,决定于具体体系的具体数值。但可以肯定的是,若增加温度,则增加熵因素的影响,甚至可以使熵因素的正面影响超过焓因素的负面影响,反应就变成可以自发进行的了,即该类反应在高温下正向自发、低温下正向不自发。
当?H,0、?S,0时,焓因素有利于反应,而熵的因素(,T?S)却不利于反应。谁大谁小,决定于具体体系的具体数值。但可以肯定的是,若降低温度,则减小熵因素的负面影响,甚至可以使焓因素的正面影响超过熵因素的负面影响,反应就变成可以自发进行的了,即该类反应在低温下正向自
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发、高温下正向不自发。
上述讨论都是定性的讨论,在后两种情况中,若改变温度,也要考虑到不同温度下?H和?S自身的变化。
化学反应方向的判据指出的仅仅是在一定条件下化学反应进行的趋势,并不能说明在该条件下反应能否实际发生。
【例题1】下列说法正确的是
A. 凡是放热反应都是自发的,凡是吸热反应都是非自发的
B. 自发反应一定是放热反应,非自发反应一定是吸热反应
C. 自发反应在适当条件下才能实现
D. 自发反应在任何条件下都能实恰
解析:一般来讲,自发反应常常是容易进行的过程,吸热反应有些也是自发的过程,过程的自发性只能用于判断过程的方向,是否能实现还要看具体的条件。即一个化学反应能否自发进行,?H仅是与其有关的一个因素。
答案:C
【例题2】碳酸铵在室温下就能自发地分解产生氨气,下面对其说法正确的是
A. 碳酸铵分解是因为生成了易挥发的气体,使体系的熵增大
B. 碳酸铵分解是因为外界给予了能量
C. 碳酸铵分解是吸热反应根据焓判据不能自发分解
D. 碳酸盐都不稳定,都能自发分解
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解析:碳酸铵自发分解是因为由于氨气的生成而使体系的熵增大,有的碳酸盐就很稳定,不能自发分解。熵增原理是解释自发反应过程的判据之一,熵是体系混乱程度的量度,体系的混乱度越高,有序性越低,熵值就越高。
答案:A
【例题3】已知298K时:
Ca(s) + C(s,石墨) + 3/2O2(g) === CaCO3(s) ?H1 ,,1206.8 kJ?mol,1
Ca(s) + 1/2O2(g) === CaO(s) ?H2 ,,635.1 kJ?mol
C(s,石墨) + O2(g) === CO2 (g) ?H3 ,,393.5 kJ?mol,1
CaCO3(s) === CaO(s) + CO2 (g) ?S ,+169.6 J?mol?K
又知当?G,?H,T?S,0时,反应能够自发进行(假定反应的熵变和焓变不随温度变化),试通过计算回答:
(1)反应CaCO3(s) === CaO(s) + CO2 (g) 在室温下能否自发进行,
(2)反应CaCO3(s) === CaO(s) + CO2 (g) 在什么温度下能自发进行,
解析:根据题给条件有:
CaCO3(s) === Ca(s) + C(s,石墨) + 3/2O2(g) ?H4,,?H1,+1206.8 kJ?mol,1 ……? Ca(s) + 1/2O2(g) ===
CaO(s) ?H2 ,,635.1 kJ?mol,1 ……?
6
C(s,石墨) + O2(g) === CO2 (g) ?H3 ,,393.5 kJ?mol,1 ……?
则反应? + ? + ?得:
CaCO3(s) === CaO(s) + CO2 (g) ?H ,?H4 + ?H2 + ?H3 , +1206.8 kJ?mol,1 ,635.1 kJ?mol,1 ,393.5 kJ?mol,1 , 178.2 kJ?mol,1。
因此室温时,?G,?H,T?S ,178.2 kJ?mol,298K×169.6×10
,128kJ?mol,1,0。所以室温下该反应不能自发进行。
当?G,?H,T?S,0时,即?H,T?S,这时:
?H178.2 kJ?molT, , , 1051 K时,该反应能够自发进行。 ?S169.6×10kJ?mol?K答案:(1)室温下不能自发进行
(2)当T,1051 K时,该反应能够进行。 ,1,1,3,1,1 ,1,1,1kJ?mol?K
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范文五:焓变与熵变在生活中的应用举例
焓变与熵变在生活中的应用举例 教学参考
范围.
焓变与熵变在生活中的应用举例
王文英
(衡水学院应用化学系,河北衡水053000)
摘要:运用化学反应的等温方程,计算得到碳酸氢钠分解反应温度.解释了碳酸氢钠分解温度不是一个定值,而是一定的数值
关键词:碳酸氢钠;分解温度;焓变;熵变;等温方程
文章编号:1005—6629(2011)09—0000一O0中图分类号:G632.479文献标识码:B 焓变与熵变…以及化学平衡是高中和大学化学
的重要内容之一.将从下列生活一例中可以看出焓变与
熵变在化学平衡中的应用以及浓度对化学平衡的影响.
生活中人们在和面时,加入少量碳酸氢钠,就能蒸
出比较松软的面食,表明碳酸氢钠在不高于100?条件
下就够能分解.可以从焓变与熵变以及化学平衡的角
度对此温度进行确定.
1298K标准压力下碳酸氢钠能分解吗?
碳酸氢钠的分解反应为:
2NaHCO3(s)=Na2CO3(s)+H2O(1)+C02(g)(1) 在298K,标准压力下,上述反应的摩尔反应吉布
斯自由能变口为:
AGin~=AfGm~[Na2CO3(s)]+?fGm[H20(1)]+?fGm~[co2(g)】 一
2?fG.[NaH03(s)]
=
{一1047.70—237.191-394.39-2(-851.90))kJ?mol
=
24.519kJ?mor
根据一定温度和压力下,化学反应吉布斯自由能变 小于0时,可以正向自发进行的判据,298K,标准压力 下反应(1)不能正向自发进行.
2标准压力下碳酸氢钠的分解温度
标准压力下,温度多高时碳酸氢钠可以分解? 298K,标准压力下反应(1)的摩尔反应焓变和 熵变分别为:
ArHme=Ar/-/m"[Na2CO,(s)]+?m.[HO(1)]+Afilm~[co2(g)】 一
2?fHillO[NaHCO3(s)] =
{一1133.950—285.848-393.514—2(_947.70))kJ?mol-
=
82.088kJ?mol一
A,Sm(298K)=SmO[Na2CO3(s)]+S.[H20(1)】+5.lEO2(g)卜 2Sm~[NaHCO3(s)]
={136.0+69.96+213.639-2(102.1o)1J'k-'mol..
:215.399J?k-?mol-
假定化学反应(1)的热容改变量A=0,并且其 {基金项目:衡水学院2010年教改资金资助课题(jg2010044).
?
80?
能够从左向右进行,必满足:
?G..
T=(?.一TAft.)<0
T>ArHm~/?.
=
882088J?tool一/215399J??mol一
=381.1K=107.95?
即在标准压力下碳酸氢钠的分解温度为107.95?, 在普通的锅中达不到此温度.
3实际压力下碳酸氢钠的分解温度
实际上,空气中二氧化碳的体积浓度为0.03%【3], 相当于压力为0.03%倍的标准压力,根据化学平衡理 论中化学反应的等温方程】,如果反应(1)能够从左向 右进行,与之呈平衡的二氧化碳的压力应该满足: AG=[ACm~+RTln(pco/p3]<0 24519+8.314Tin(0.03%xp./pe)<0
了1_90.4?>363.56K
如果空气中二氧化碳的含量按文献值的浓度
0.03%上下各浮动20%,求得温度分别为98.8?和 80.7?,与文献所指碳酸氢钠分解温度在60150l4 相符.空气中二氧化碳的含量不同,与碳酸氢钠分解出 的二氧化碳呈平衡的温度不同,这就可以解释为什么 文献中碳酸氢钠分解温度不是一个定值,而是一定的 数值范围.这一点,对于指导食品工业选择膨松剂是有 极大帮助的.
参考文献:
【1】课程教材研究所,化学课程教材研究开发中心.高中课程标准 实验教科书化学(选修4)『M1北京:人民教育出版社,2006:38. f2]天津大学物理化学教研室.物理化学.上册(第五版)[M】,北 京:高等教育出版社,2009:67~199. 『31课程教材研究所,化学课程教材研究开发中心.化学.九年 级.上册(第二版)[M】,北京:高等教育出版社,2006:27 【4]袁惠新,陆振曦,吕季章.食品加工与保藏技术【M】.北京:化 学工业出版社,2000:45
化学教学2011年第9期
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