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能的轉化
鎖定
內容:化學反應中的物質變化和能量變化或熱量變化。
實質:舊鍵的破裂和新鍵的形成。
- 中文名
- 能的轉化
- 類 型
- 化學概念
- 釋 義
- 化學反應中的物質變化和能量變化或熱量變化
能的轉化原因
能的轉化反應的熱效應
定義
測試方式
熱效應可以如下測定:使物質在熱量計中作絕熱變化,從熱量計的温度改變,可以計算出應從熱量計中取出或加多少熱才能恢復到始態的温度,所得結果就是等温變化中的熱效應。
任何物質總是和它周圍的其他物質相聯繫着的,為了科學研究的需要,尤其在考慮諸如熱化學這方面的內容時,必須規定待研究物質的範圍,也就是要把被研究的對象和周圍的物質隔離開來。這種被研究的對象叫做系統,系統以外的周圍物質叫做環境。
系統可以通過一個邊界(範圍)與它的環境區分開來;這個邊界可以是具體的,也可以是假想的。例如,在一隻容器裏研究硫酸與氫氧化鈉在水溶液中的反應,通常就把含有硫酸和氫氧化鈉的水溶液作為系統,而溶液以外的周圍物質如容器、溶液上方的空氣等作為環境。顯然,這系統與環境是通過溶液的界面這個具體的邊界區分開來的,如果用鋅來代替氫氧化鈉,鋅將會與稀硫酸反應產生氫氣,逸出液麪而擴散到空氣中。若該容器是完全密閉的,則可以將密閉在容器中的空氣以及產生的氫氣包括在系統內,該系統還是可以有具體的邊界與環境區分開。若該容器不是密閉的,則系統與環境的邊界只能是假想的。
能的轉化熱反應方程式
意義
H2(g) + Cl 2(g) = 2HCl(g)△H = -183 kJ/mol
ΔH代表在標準態時,1molH2(g)和1molCl2(g)完全反應生成2 molHCl(g),反應放熱183kJ。這是一個假想的過程,實際反應中反應物的投料量比所需量要多,只是過量反應物的狀態沒有發生變化,因此不會影響反應的反應熱。標準態時化學反應的摩爾焓變稱為標準摩爾焓,用符號ΔfHmO表示。
書寫
(1)反應熱與温度和壓強等測定條件有關,所以書寫時指明反應時的温度和壓強(25℃、101kPa時,可以不註明)
(2)各物質化學式右側用圓括弧()表明物質的聚集狀態。可以用g、l、s分別代表氣態、液態、固態。固體有不同晶態時,還需將晶態註明,例如S(斜方),S(單斜),C(石墨),C(金剛石)等。溶液中的反應物質,則須註明其濃度,以aq代表水溶液,(aq,∝)代表無限稀釋水溶液。
(3)熱化學方程式中化學計量數只表示該物質的物質的量,不表示物質分子個數或原子個數,因此,它可以是整數,也可以是分數。
(4)△H只能寫在化學方程式的右邊,若為放熱反應,則△H為“-”;若為吸熱反應,則△H為“+”。其單位一般為kJ/mol。同一化學反應,若化學計量數不同時△H的值不同。若化學計量數相同,當反應物、生成物狀態不同時,△H的值也不同。
(6)不標“↑”或“↓”
(7)不註明反應條件,例如:△(加熱)
(8)有機熱化學方程式用“=”,不用“→”
蓋斯定律
講到熱力學方程式,不得不提起蓋斯定律。
能的轉化(4張)
由於熱力學能(U)和焓(H)都是狀態函數,所以ΔU和ΔH只與體系的始、末狀態有關而與“歷程”無關。可見,對於恆容或恆壓化學反應來説,只要反應物和產物的狀態確定了,反應的熱效應Qv或Qp也就確定了,反應是否有中間步驟或有無催化劑介入等均對Qv或Qp數值沒有影響。
能的轉化放熱反應
化學反應所釋放的能量是現代能量的主要來源之一。化學反應一般以熱和功的形式與外界進行能量交換,而主要以熱的形式。
辨別方式
不同物質內部能量是不同的,而整個反應過程中能量又是守恆的。反應物和生成物的能量差異常以熱量的形式表現出放熱和吸熱,如果反應物和生成物兩者能量相近,則吸、放熱不明顯。 當反應物的總能量高於生成物的總能量,則放出熱量。
當反應物的總能量低於生成物的總能量,則吸收熱量。
放熱反應有熱量放出的化學反應。 原因:反應物具有的總能量高於生成物具有的總能量。
②吸熱反應:有熱量吸收的化學反應。
原因:反應物具有的總能量低於生成物具有的總能量。
常見的吸熱反應: C(s)+H2O(g) CO(g)+H2O
C+CO2 2CO,Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl的反應。
以及:KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。
注意問題
為什麼許多反應(如煤的燃燒、H2的燃燒等)在反應時要加熱呢?這是因為,在常温下能穩定存在的物質,其自身能量不是很高,加熱或光照可提高反應物的能量,使反應物分子運動速率增大,分子間相互碰撞發生反應的機會增大,使反應容易進行。當反應開始後,若反應放出的能量夠繼續維持或超過開始反應所需要能量,則停止加熱時反應繼續進行,這就是放熱反應;若反應時放出的熱量不足以提供繼續反應所需要的能量,則要持續不斷的加熱反應才能進行,這就是吸熱反應。
- 參考資料
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- 1. 化學反應與能量轉化化學反應中的熱量 .道客巴巴[引用日期2013-06-22]