反應(yīng)熱知識要點(diǎn)

反應(yīng)熱是指當(dāng)一個化學(xué)反應(yīng)在恒壓以及不作非膨脹功的情況下發(fā)生后，若使生成物的溫度回到反應(yīng)物的起始溫度，這時(shí)體系所放出或吸收的熱量稱為反應(yīng)熱。反應(yīng)熱與焓變 1、化學(xué)反應(yīng)中能量變化的原因 從微觀角度——物質(zhì)結(jié)構(gòu)看：化學(xué)反應(yīng)的本質(zhì)是舊鍵的斷裂和新鍵的生成，舊鍵斷裂時(shí)需要吸收能量，新鍵形成時(shí)需要放出能量，化學(xué)反應(yīng)過程的反應(yīng)熱即是這兩個過程共同作用的結(jié)果。 從宏觀角度——物質(zhì)內(nèi)能...更多

反應(yīng)熱是化學(xué)反應(yīng)的必要產(chǎn)物，化學(xué)反應(yīng)是化學(xué)反應(yīng)熱的必要源泉，是人類生活和生產(chǎn)活動的必要能量?；瘜W(xué)反應(yīng)熱的計(jì)算可以分為直接和間接兩種。具體計(jì)算方法可以分為量熱計(jì)測量法、燃燒熱、鍵能法、焓法、物質(zhì)本身能量、熱化學(xué)方程式和蓋斯定律七種。

反應(yīng)熱是熱力學(xué)第一定律在化學(xué)反應(yīng)中的具體應(yīng)用。熱力學(xué)第一定律簡單說來就是能量守恒定律，其數(shù)學(xué)式為:ΔU=Q-W。即體系內(nèi)能的變化等于以熱的形式供給體系的能量減去以對環(huán)境作功的形式從體系拿走的能量。

其中體系吸收熱量，Q為正值，體系放出熱量，Q為負(fù)值;體系對環(huán)境作功，W為正值，環(huán)境對體系作功，W為負(fù)值。若將熱力學(xué)第一定律應(yīng)用到化學(xué)反應(yīng)中，可以將反應(yīng)物看作是體系的始態(tài)，將生成物看作是體系的終態(tài)。

由于各種物質(zhì)的內(nèi)能不同，所以反應(yīng)完后生成物的總內(nèi)能與反應(yīng)物的總內(nèi)能不相等，這種內(nèi)能的變化在反應(yīng)過程中就會以熱和功的形式表現(xiàn)出來，這就是反應(yīng)熱產(chǎn)生的原因。所謂反應(yīng)熱是指當(dāng)體系發(fā)生化學(xué)變化時(shí)(體系除作膨脹功外不作其他功)，使生成物的溫度再回到反應(yīng)前的溫度，體系放出或吸收的熱量。

定義中指明“體系除作膨脹功外不作其他功”是為了使反應(yīng)熱的數(shù)值有個統(tǒng)一的量度。例如，反應(yīng)Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu可采取兩種途徑完成:一是讓反應(yīng)物直接在試管中進(jìn)行。這時(shí)體系只作膨脹功而不作其他功。一是讓反應(yīng)構(gòu)成原電池。當(dāng)反應(yīng)進(jìn)行時(shí)體系除作膨脹功外還作電功。這兩種途徑雖然始、末態(tài)一樣，但放出的熱不同，只有按第一種途徑反應(yīng)放出的熱才是該反應(yīng)的反應(yīng)熱。

定義中還指出要“使生成物的溫度再回到反應(yīng)前的溫度”這樣可以使測定反應(yīng)熱有個固定的標(biāo)準(zhǔn)，否則反應(yīng)熱的數(shù)值會因體系的最終溫度而變化莫測。

反應(yīng)熱分為等容反應(yīng)熱Qv和等壓反應(yīng)熱Qp。

等容反應(yīng)熱是指在反應(yīng)過程中體積保持不變時(shí)求得的反應(yīng)熱，由熱力學(xué)第一定律可推得:Qv=ΔU，即在等容過程中，體系吸收的熱量全部用來增加體系的內(nèi)能。

等壓反應(yīng)熱是指在反應(yīng)過程中壓力始終不變的情況下測得的反應(yīng)熱，由熱力學(xué)第一定律可以推得:Qp=ΔH。即在等壓過程中，體系服收的熱量全部用來增加體系的焓。

通常所談的反應(yīng)熱如不特別注明都是指等壓反應(yīng)熱。

化學(xué)反應(yīng)熱是恒壓以及不作非膨脹功情況下，化學(xué)反應(yīng)生成物的溫度回到反應(yīng)物的起始溫度時(shí)體系所放出或吸收的熱量。換句話說，化學(xué)反應(yīng)熱通常是指：反應(yīng)體系在等溫、等壓過程中發(fā)生化學(xué)變化時(shí)所放出或吸收的熱量。

化學(xué)反應(yīng)熱按其產(chǎn)生原理可以分為：生成熱、燃燒熱和中和熱三種?；瘜W(xué)反應(yīng)熱是重要的熱力學(xué)數(shù)據(jù)。在一個化學(xué)反應(yīng)中，反應(yīng)物的總能量大于生成物的總能量，則稱該反應(yīng)是放熱反應(yīng)，△H 0，反之則為吸熱反應(yīng)，△H 0。

物質(zhì)的燃燒熱是指，氣壓101kP時(shí)1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定氧化物時(shí)所釋放的熱量。中和熱是指，強(qiáng)酸與強(qiáng)堿發(fā)生中和反應(yīng)生成1molH2O時(shí)所放出的熱量。反應(yīng)熱的理論計(jì)算公式如下：

涉及氣體反應(yīng)中：ΔH=ΔU+Δn(RT)

涉及液體和固體反應(yīng)中：ΔH=ΔU

式中：U是熱力學(xué)能;p 是壓強(qiáng);H是焓;n是物質(zhì)的量;T是絕對溫度;R表示氣體常數(shù)。

反應(yīng)熱的計(jì)算是高中化學(xué)考試的重點(diǎn)，更多是人類在利用物質(zhì)和改變世界過程所需確定的重要參數(shù)。反應(yīng)熱的計(jì)算可以通過直接計(jì)算和間接求解計(jì)算：

1、直接計(jì)算

①量熱計(jì)測量法：通過反應(yīng)熱對溶液進(jìn)行升溫或降溫，用比熱容公式進(jìn)行計(jì)算：Q=cm△t;

②燃燒熱計(jì)算：測量一定質(zhì)量物質(zhì)燃燒放出熱量進(jìn)而得出沒摩爾質(zhì)量可燃物的反應(yīng)熱;

③焓法計(jì)算：包括標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓和標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓。

標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓：反應(yīng)熱表示反應(yīng)物在反應(yīng)狀態(tài)下的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓與它在化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量系數(shù)的乘積的代數(shù)和;標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓：反應(yīng)熱是所有參與反應(yīng)的物質(zhì)在該狀態(tài)下的標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓與該物質(zhì)在化學(xué)方程式中的化學(xué)計(jì)量系數(shù)的乘積的代數(shù)和的相反數(shù);

④物質(zhì)本身能量計(jì)算：通過化學(xué)方程式得出所有反應(yīng)物總能量和生成物總能量，相減得到反應(yīng)熱。

2、間接計(jì)算

①熱化學(xué)方程式計(jì)算：反應(yīng)熱的絕對值與參加化學(xué)反應(yīng)的物質(zhì)的量成正比;

②利用鍵能計(jì)算：可以分為據(jù)反應(yīng)物化學(xué)鍵斷裂與生成物化學(xué)鍵形成時(shí)能量變化計(jì)算和據(jù)反應(yīng)物的鍵能總和與生成物的鍵能總和之差計(jì)算;

③蓋斯定律：反應(yīng)熱是矢量，與反應(yīng)路徑無關(guān)而與反應(yīng)體系的初態(tài)和末態(tài)有關(guān)。常用于求解不能被直接測量的物質(zhì)的反應(yīng)熱。

化學(xué)源于生活，又應(yīng)用于生活。我們應(yīng)該將化學(xué)知識用于實(shí)際生活中，解決實(shí)際問題，學(xué)以致用，并在生活中對化學(xué)知識得到更好的理解。生活中比較常見的化學(xué)反應(yīng)及其反應(yīng)熱形式和計(jì)算方法舉例如下：

(1)燃燒煤及煤氣產(chǎn)生的熱量燒水和發(fā)電等。燃燒熱，可以通過量熱計(jì)直接求解;

(2)運(yùn)載火箭，液氫和液氧的燃燒，提供推動力。燃燒熱，可由物質(zhì)本身能量進(jìn)行計(jì)算;

(3)工廠生產(chǎn)硫酸過程，需用稀硫酸吸收三氧化硫，同時(shí)放出大量的熱給水升溫。生成熱，可以用量熱計(jì)直接求解;

(4)CO自身能量確定，可以通過蓋斯定律進(jìn)行計(jì)算;

(5)電解水過程，可由鍵能計(jì)算。

(6)H2O2和H2SO4混合液萃取電路板金屬粉末中的銅。生成熱，可以由焓法計(jì)算;

(7)固態(tài)紅磷P和氣態(tài)Cl2的生成PCl5反應(yīng)。生成熱，可由物質(zhì)本身能量進(jìn)行計(jì)算;

(8)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿中和反應(yīng)釋放熱量。中和熱，可以通過熱化學(xué)方程式計(jì)算;

(9)電動汽車燃料電池和蓄電池，反應(yīng)熱轉(zhuǎn)化為電能。