化學(xué)反應(yīng)中的能量變化課件

化學(xué)反應(yīng)中的能量變化歡迎來到化學(xué)反應(yīng)中的能量變化的世界！化學(xué)反應(yīng)與能量變化概述化學(xué)反應(yīng)涉及物質(zhì)的轉(zhuǎn)化，從一種物質(zhì)轉(zhuǎn)變?yōu)榱硪环N物質(zhì)?；瘜W(xué)反應(yīng)通常伴隨著能量的變化，能量以熱量形式釋放或吸收。能量變化的方向決定了反應(yīng)是放熱反應(yīng)還是吸熱反應(yīng)。反應(yīng)熱的定義及特點(diǎn)定義化學(xué)反應(yīng)過程中放出或吸收的熱量稱為反應(yīng)熱，用符號(hào)△H表示。△H為正值時(shí)，表示反應(yīng)吸熱；△H為負(fù)值時(shí)，表示反應(yīng)放熱。特點(diǎn)反應(yīng)熱的大小與反應(yīng)物和生成物的狀態(tài)有關(guān)，例如，反應(yīng)物的聚集狀態(tài)、溫度、壓力等。反應(yīng)熱的測(cè)量方法1量熱法量熱法是測(cè)量反應(yīng)熱的主要方法。它通過測(cè)量反應(yīng)前后體系的溫度變化來計(jì)算反應(yīng)熱。2燃燒熱燃燒熱是指1摩爾物質(zhì)在氧氣中完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時(shí)所放出的熱量。常用的方法是氧彈量熱計(jì)法。3生成熱生成熱是指在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，由最穩(wěn)定的單質(zhì)生成1摩爾化合物時(shí)所放出或吸收的熱量?？梢岳蒙w斯定律計(jì)算生成熱。吸熱反應(yīng)和放熱反應(yīng)吸熱反應(yīng)需要從周圍環(huán)境吸收能量才能進(jìn)行的反應(yīng)，反應(yīng)體系的能量降低，表現(xiàn)為溫度下降，如冰塊融化。放熱反應(yīng)向周圍環(huán)境釋放能量的反應(yīng)，反應(yīng)體系的能量升高，表現(xiàn)為溫度升高，如燃料燃燒。放熱反應(yīng)與吸熱反應(yīng)的比較1放熱能量釋放2吸熱能量吸收3溫度變化升高4溫度變化降低配位鍵和離子鍵的形成過程1離子鍵金屬原子失去電子，形成帶正電荷的陽離子；非金屬原子得到電子，形成帶負(fù)電荷的陰離子。陰陽離子之間通過靜電吸引形成離子鍵。2配位鍵一個(gè)原子提供一對(duì)電子，另一個(gè)原子接受電子對(duì)，形成配位鍵。共價(jià)鍵的形成過程原子間相互靠近兩個(gè)原子互相靠近，它們的外層電子云開始相互重疊。電子對(duì)共享兩個(gè)原子各貢獻(xiàn)一個(gè)電子，形成一個(gè)電子對(duì)，被兩個(gè)原子共同擁有。共價(jià)鍵形成共享的電子對(duì)將兩個(gè)原子結(jié)合在一起，形成共價(jià)鍵?；瘜W(xué)鍵的斷裂與形成過程1化學(xué)鍵的斷裂需要能量2化學(xué)鍵的形成釋放能量活化能和勢(shì)能曲線活化能是化學(xué)反應(yīng)發(fā)生所需要的最低能量，它表示反應(yīng)物分子從初始狀態(tài)過渡到過渡態(tài)所需的能量。勢(shì)能曲線可以用來描述反應(yīng)過程中能量變化，橫坐標(biāo)表示反應(yīng)過程，縱坐標(biāo)表示反應(yīng)體系的能量。溫度對(duì)反應(yīng)速率的影響1溫度升高反應(yīng)速率加快。2溫度降低反應(yīng)速率減慢。3溫度與速率溫度升高，分子平均動(dòng)能增加，有效碰撞次數(shù)增多，反應(yīng)速率加快。催化劑對(duì)反應(yīng)速率的影響降低活化能催化劑提供新的反應(yīng)路徑，降低活化能，加速反應(yīng)速率。改變反應(yīng)途徑催化劑改變反應(yīng)路徑，促進(jìn)反應(yīng)進(jìn)行，而不改變反應(yīng)的平衡常數(shù)。影響反應(yīng)速率的其他因素反應(yīng)物濃度濃度越高，反應(yīng)速率越快。反應(yīng)物分子之間碰撞機(jī)會(huì)增加，反應(yīng)速率加快。表面積表面積越大，反應(yīng)速率越快。固體反應(yīng)物表面積越大，與反應(yīng)物接觸面積增加，反應(yīng)速率加快。光照光照可以為反應(yīng)提供能量，促進(jìn)反應(yīng)進(jìn)行。有些反應(yīng)需要光照才能進(jìn)行，例如光合作用。熱化學(xué)方程式的書寫1化學(xué)式反應(yīng)物和生成物的化學(xué)式要寫正確2計(jì)量系數(shù)根據(jù)質(zhì)量守恒定律，配平化學(xué)方程式3反應(yīng)熱在化學(xué)方程式右邊，用△H表示反應(yīng)熱4狀態(tài)符號(hào)反應(yīng)物和生成物的狀態(tài)符號(hào)要寫清楚熱化學(xué)方程式的平衡符號(hào)1平衡符號(hào)熱化學(xué)方程式中，反應(yīng)熱用ΔH表示，并放在化學(xué)方程式的右邊，用“+”或“?”號(hào)連接。2正負(fù)號(hào)“+”號(hào)表示吸熱反應(yīng)，即反應(yīng)過程中吸收熱量，ΔH為正值；“?”號(hào)表示放熱反應(yīng)，即反應(yīng)過程中釋放熱量，ΔH為負(fù)值。3單位反應(yīng)熱的單位通常為kJ/mol，表示每摩爾反應(yīng)物的反應(yīng)熱。熱化學(xué)方程式的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)標(biāo)準(zhǔn)壓力101.325kPa標(biāo)準(zhǔn)溫度298.15K(25℃)標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)純物質(zhì)處于其最穩(wěn)定的物理狀態(tài)焓變的定義及計(jì)算焓變化學(xué)反應(yīng)過程中，體系焓變的改變量被稱為焓變，用符號(hào)ΔH表示。計(jì)算焓變可以通過熱化學(xué)方程式或生成焓等數(shù)據(jù)進(jìn)行計(jì)算。公式ΔH=H產(chǎn)物-H反應(yīng)物計(jì)算反應(yīng)焓的實(shí)驗(yàn)方法1量熱法量熱法是通過測(cè)量反應(yīng)過程中的熱量變化來計(jì)算反應(yīng)焓的方法。它利用了熱力學(xué)第一定律，即能量守恒定律，將反應(yīng)過程中熱量的變化轉(zhuǎn)化為反應(yīng)焓的變化。2蓋斯定律蓋斯定律指出，無論反應(yīng)是一步完成還是分步完成，其總焓變都相同。利用蓋斯定律，可以根據(jù)已知反應(yīng)焓計(jì)算未知反應(yīng)的焓變。3標(biāo)準(zhǔn)生成焓標(biāo)準(zhǔn)生成焓是指在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，由最穩(wěn)定單質(zhì)生成1摩爾物質(zhì)所發(fā)生的焓變。利用標(biāo)準(zhǔn)生成焓可以計(jì)算各種化學(xué)反應(yīng)的焓變。飽和溶液的溶解熱定義在恒壓條件下，將1摩爾溶質(zhì)溶解在一定量的溶劑中，形成飽和溶液時(shí)所吸收或放出的熱量稱為飽和溶液的溶解熱。符號(hào)用ΔH溶表示，當(dāng)溶解過程吸熱時(shí)，ΔH溶為正值；當(dāng)溶解過程放熱時(shí)，ΔH溶為負(fù)值。影響因素飽和溶液的溶解熱受溶質(zhì)和溶劑的性質(zhì)、溫度和壓力等因素影響?；衔锏纳伸识x在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，由最穩(wěn)定的單質(zhì)生成1mol該物質(zhì)的焓變稱為該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)生成焓，用符號(hào)ΔfHθ表示。特點(diǎn)單質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)生成焓為零。應(yīng)用生成焓可以用來計(jì)算化學(xué)反應(yīng)的焓變，進(jìn)而預(yù)測(cè)反應(yīng)發(fā)生的可能性。燃燒反應(yīng)的焓變1定義燃燒反應(yīng)的焓變是指1摩爾物質(zhì)在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時(shí)所釋放的熱量。2符號(hào)燃燒反應(yīng)的焓變通常用ΔHcθ表示。3特點(diǎn)燃燒反應(yīng)通常是放熱反應(yīng)，其焓變值為負(fù)值。標(biāo)準(zhǔn)生成焓的應(yīng)用計(jì)算反應(yīng)焓變利用已知物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)生成焓，可以計(jì)算任意化學(xué)反應(yīng)的焓變，從而預(yù)測(cè)反應(yīng)的熱效應(yīng)。判斷反應(yīng)自發(fā)性根據(jù)反應(yīng)焓變和熵變可以判斷反應(yīng)的自發(fā)性，進(jìn)而預(yù)測(cè)反應(yīng)進(jìn)行的方向。評(píng)估反應(yīng)的熱力學(xué)效率利用標(biāo)準(zhǔn)生成焓可以評(píng)估反應(yīng)的熱力學(xué)效率，為化學(xué)反應(yīng)的設(shè)計(jì)和優(yōu)化提供參考。反應(yīng)過程中能量的轉(zhuǎn)化化學(xué)能轉(zhuǎn)化為熱能放熱反應(yīng)中，化學(xué)能轉(zhuǎn)化為熱能，使反應(yīng)體系的溫度升高。熱能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能吸熱反應(yīng)中，熱能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能，使反應(yīng)體系的溫度降低。能量守恒定律能量守恒定律表明，能量既不會(huì)憑空產(chǎn)生，也不會(huì)憑空消失，它只能從一種形式轉(zhuǎn)化為另一種形式。反應(yīng)過程中能量變化的應(yīng)用工業(yè)生產(chǎn):制造化肥、合成氨、塑料等食物保存:冷藏、冷凍、腌制等能源利用:燃燒燃料、太陽能、地?zé)崮艿茸园l(fā)反應(yīng)和非自發(fā)反應(yīng)自發(fā)反應(yīng)在一定條件下，無需外界能量輸入就能自發(fā)進(jìn)行的反應(yīng)。非自發(fā)反應(yīng)在一定條件下，需要外界能量輸入才能進(jìn)行的反應(yīng)。自發(fā)過程中的熵變冰融化固體狀態(tài)的冰在溫度升高的情況下會(huì)自發(fā)地轉(zhuǎn)變?yōu)橐簯B(tài)水。這是一種熵增加的過程，因?yàn)橐簯B(tài)水比固態(tài)冰具有更高的無序度。氣體膨脹氣體在自由空間中會(huì)自發(fā)地膨脹，這是一種熵增加的過程。氣體分子在膨脹過程中占據(jù)更大的空間，無序度增加。擴(kuò)散當(dāng)兩種不同物質(zhì)接觸時(shí)，它們會(huì)自發(fā)地混合在一起，這是一種熵增加的過程?；旌虾蟮臓顟B(tài)比原本兩種物質(zhì)分開的狀態(tài)具有更高的無序度。焓和熵對(duì)自發(fā)過程的影響1焓變焓變（ΔH）反映了反應(yīng)過程中熱量的變化。放熱反應(yīng)（ΔH<0）傾向于自發(fā)進(jìn)行，因?yàn)獒尫诺臒崃拷档土讼到y(tǒng)的能量。2熵變熵變（ΔS）反映了反應(yīng)過程中體系混亂度的變化。熵增（ΔS>0）傾向于自發(fā)進(jìn)行，因?yàn)橄到y(tǒng)變得更加無序。3綜合影響焓和熵對(duì)自發(fā)過程的影響是綜合的，并非總是單獨(dú)起作用。在某些情況下，焓變和熵變都朝著有利于自發(fā)進(jìn)行的方向變化，則反應(yīng)更容易自發(fā)進(jìn)行。吉布斯自由能的概念自由能吉布斯自由能（G）是用來衡量一個(gè)系統(tǒng)在特定條件下進(jìn)行化學(xué)反應(yīng)或物理變化的能量變化自發(fā)性吉布斯自由能變化（ΔG）可以用來判斷一個(gè)反應(yīng)是否自發(fā)進(jìn)行，ΔG<0時(shí)反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行，ΔG>0時(shí)反應(yīng)不自發(fā)進(jìn)行吉布斯自由能變化與自發(fā)性負(fù)值吉布斯自由能變化為負(fù)值時(shí)，反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行，即反應(yīng)能夠在一定條件下自發(fā)地從反應(yīng)物向生成物轉(zhuǎn)化。正值吉布斯自由能變化為正值時(shí)，反應(yīng)非自發(fā)進(jìn)行，即反應(yīng)不能在一定條件下自發(fā)地從反應(yīng)物向生成物轉(zhuǎn)化。零值吉布斯自由能變化為零值時(shí)，反應(yīng)處于平衡狀態(tài)，即反應(yīng)物和生成物的濃度保持不變，反應(yīng)不再進(jìn)行。化學(xué)反應(yīng)的自發(fā)性判斷焓變（ΔH）熵變（ΔS）吉布斯自由能變（ΔG）實(shí)例分析以化學(xué)反應(yīng)N2(g)+3H2(g)?2NH3(g)為例，在標(biāo)