高二化學選修4期末復習提綱：第一章
一、焓變(ΔH) ： 反應熱
克拉帕龍方程：PV=nRT(在氣體體系中)
1.反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量
2.焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應
(1).符號： △H(2).單位：kJ/mol
3.產生原因：化學鍵斷裂--吸熱 化學鍵形成--放熱
放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱) △H 為"-"或△H <0
吸收熱量的化學反應。(吸熱>放熱)△H 為"+"或△H >0
☆ 常見的放熱反應： ① 所有的燃燒反應 ② 酸堿中和反應
③ 大多數的化合反應 ④ 金屬與酸的反應
⑤ 生石灰和水反應 ⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等
☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl ② 大多數的分解反應 ③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應 ④ 銨鹽溶解等
二、熱化學方程式
書寫化學方程式注意要點:
① 熱化學方程式必須標出能量變化。
②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態(g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示)
③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。
④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數
⑤各物質系數加倍，△H加倍;反應逆向進行，△H改變符號，數值不變
三、燃燒熱
1.概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。
※注意以下幾點：
①研究條件：101 kPa
②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。
③燃燒物的物質的量：1 mol
④研究內容：放出的熱量。(ΔH<0，單位kJ/mol)
四、中和熱
1.概念：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。
2.強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：
H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=-57.3kJ/mol
3.弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol。
4.中和熱的測定實驗
目的
測定強酸強堿反應的中和熱。
物品
大燒杯(500 mL)、小燒杯(100 mL)、溫度計、量筒(50 mL)兩個、泡沫塑料或紙條、泡沫塑料板或硬紙板(中心有兩個小孔)、環形玻璃攪拌棒。
0.50 mol/L 鹽酸、0.55 mol/L NaOH溶液。
原理
Q=mcΔt? ①
Q:中和反應放出的熱量。
m：反應混合液的質量。
c：反應混合液的比熱容。
Δt：反應前后溶液溫度的差值。(m的質量為所用酸、堿的質量和，測出參加反應的酸、堿質量相加即可;c需要查閱，Δt可用溫度計測出反應前后的溫度相減得到。酸、堿反應時，我們用的是它的稀溶液，它們的質量可通過量出它們的體積，再乘以它們的密度得到)
因此，上述計算Q的式子可表示為
Q=(V酸ρ酸+V堿ρ堿)·c·(t2-t1)
本實驗中，我們所用一元酸、一元堿的體積均為50 mL，它們的濃度分別為0.50 mol/L和0.55 mol/L。由于是稀溶液，且為了計算簡便，我們近似地認為，所用酸、堿溶液的密度均為1 g/cm3，且中和后所得溶液的比熱容為 4.18 J/(g·℃)
V酸=V堿=50 mL。
c酸=0.50 mol/Lc堿=0.55 mol/L。
ρ酸=ρ堿=1 g/cm
c=4.18 J/(g·℃)
把以上數據代入式②,得出Q的表示式。其中熱量的單位用kJ。
Q=0.418(t2-t1)kJ
注意：③式不是該反應的反應熱，因為反應熱是有正負的，中和反應放熱，故其ΔH為“-”。中和熱是稀的酸、堿中和生成 1 mol水的反應熱，而50 mL 0.50 mol/L的鹽酸與50 mL 0.55 mol/L 氫氧化鈉反應后生成的水只有0.025 mol，故③式表示的也不是中和熱。中和熱應表示為ΔH= kJ/mol。
步驟
1. 在大燒杯底部墊泡沫塑料(或紙條)，使放入的小燒杯杯口與大燒杯杯口相平。然后再在大、小燒杯之間填滿碎泡沫塑料(或紙條)，大燒杯上用泡沫塑料板(或硬紙板)作蓋板，在板中間開兩個小孔，正好使溫度計和環形玻璃攪拌棒通過，如下圖所示。
2. 用一個量筒量取50 mL 0.50 mol/L鹽酸，倒入小燒杯中，并用溫度計測量鹽酸的溫度，記入下表。然后把溫度計上的酸用水沖洗干凈。
3. 用另一個量筒量取50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液，并用溫度計測量NaOH溶液的溫度，記入下表。
4. 把溫度計和環形玻璃攪拌棒放入小燒杯的鹽酸中，并把量筒中的NaOH溶液一次倒入小燒杯(注意不要灑到外面)。用環形玻璃攪拌棒輕輕攪動溶液，并準確讀取混合溶液的最高溫度，記為終止溫度，記入下表。
5. 重復實驗兩次，取測量所得數據的平均值作為計算依據。
五、蓋斯定律
1.內容：化學反應的反應熱只與反應的始態(各反應物)和終態(各生成物)有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。
2、運用：根據蓋斯定律，可以設計反應求出另一個反應的反應熱。
識記一些常用鍵能：
H-H:436kJ/mol;Cl-Cl:243kJ/mol;O=O:496kJ/mol;H-O:463kJ/mol;H-Cl:431kJ/mol
習題講解
1.考察有做功情況下的反應吸放熱判斷;
2.考察反應過程原理;
3.考察基本概念和熱化學方程式書寫規則;
4.考察燃燒熱;
5.基本常識及反應熱的估計;
6.考察鍵能計算反應熱;
7.綜合檢測
(責任編輯：彭海芝)
分享“高二化學選修4期末復習提綱：第一章”到：
