热变

1.燃烧热和中和热

⑴燃烧热:在101kPa时，1mol可燃物完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。

⑵中和热:在稀溶液中，酸和碱发生中和反应生成1mol水时的反应热。

2.物质的气、液、固三态的变化与反应热的关系。

.热化学反应方程式的书写

⑴△H只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边，用";"隔开。若为放热反应，△H为"-";若为吸热反应，△H为"+"。△H的单位为kJ/mol。

⑵反应热△H与测定条件(如温度、压强等)有关。所以书写热化学反应方程式的时候，应该注意标明△H的测定条件。

⑶必须标注物质的聚集状态(s(固体)、l(液体)、g(气体)才能完整的书写出热化学反应方程式的意义。方程式中不用"↑"、"↓"、"→"这些符号，而用"="来表示。

2.盖斯定律

化学反应的反应热只与反应的初始状态有关和终极状态有关，而与反应的途径无关。

实验目的

1.掌握中和热的测定方法;

2.通过中和热的测定，计算弱酸的离解热。

二、实验原理

一摩尔的一元强酸溶液与一摩尔的一元强碱溶液混合时，所产生的热效应是不随着酸或碱的种类而改变的，因为这里所研究的体系中各组分是全部电离的。因此，热化学方程式可用离子方程式表示:

H+OH=H20 ΔH中和=一57.36kJ·mol

上式可作为强酸与强碱中和反应的通式的的的。由此还可以看出，这一类中和反应与酸的阴离子或碱的阳离子并无关系。

若以强碱(NaOH)中和弱酸(CH3COOH)时，则与上述强酸、强碱的中和反应不同。因为在中和反应之前，首先是弱酸进行解离，其反应为:

CH3COOH =H+CH3COOΔH解离

H+OH=H20 ΔH中和

总反应:CH3COOH+OH=H20+CH3COO ΔH

由此可见，ΔH是弱酸与强碱中和反应总的热效应，它包括中和热和解离热两部分。根据盖斯定律可知，如果测得这一反应中的热效应ΔH以及ΔH中和，就可以通过计算求出弱酸的解离热ΔH解离。

数字式贝克曼温度计; 杜瓦瓶; 量筒; 秒表; 双路可跟踪直流稳定电源; 浓度各为1.0mol的NaOH、HCI和CH3COOH溶液。

1、实验准备

清洗仪器。打开数字式贝克曼温度计，预热5分钟。调节基温选择按钮至20~C，按下温度/温差按键，使表盘显示温差读数(精确至0.001℃)。打开直流稳压电源，调节电压10.0V。连接稳压直流电源与量热计。

2.量热计常数的测定

用量筒量取500ml蒸馏水注入用净布或滤纸擦净的杜瓦瓶中，轻轻塞紧瓶塞。接通电源，调节旋钮记下10.0V时电流读数。均匀搅拌4分钟。然后，切断电源，每分钟记录一次贝克曼温度计的读数，记录10分钟。读第10个数的同时，接通电源，并连续记录温度。在通电过程中，电流、电压必须保持恒定(随时观察电流表与电压表，若有变化必须马上调节到原来指定值)。记录电流、电压值。通电4分钟后，停止通电。继续搅拌及每隔一分钟记录一次水温，测量10分钟为止。用作图法确定由通电而引起的温度变化ΔT1。按上述操作方法重复两次，取其平均值。

3、中和热的测定

取50ml 1mol.lNaOH溶液注入碱贮存器中。用量筒量取400ml蒸馏水注入用净布或滤纸擦挣的杜瓦瓶中，然后加入50ml 1mol.lHCl溶液。轻轻塞紧瓶塞，用搅拌器均匀搅拌，并记录温度(每分钟一次)。计10个数后，将碱贮存器稍稍提起，用玻璃棒将胶塞捅掉(不要用力过猛，以免玻璃棒碰破杜瓦瓶之内壁而损害仪器)。捅掉胶塞后，即将碱贮存器上下移动两次，使碱液全部流出。此后不断搅拌，并继续每隔一分钟记录一次温度。待温度变化缓慢后，再记录10分钟就停止测定。用作图法确定ΔT2。按上述方法重复两次，取其平均值。

4.表观中和热的测定

用CH3COOH代替HCI，重复上述操作，求ΔT3。

5.实验结束

断水、断电，清洗仪器，清理实验桌。

五、数据记录和处理

1.温度变化的校正一雷诺曲线法

图中凸点相当于开始通电加热或开始反

应之点，c点为观察到的最高温度读数

点，由于杜瓦瓶和外界的热量交换，曲

线ab及cd经常发生倾斜。EE'表示环境

辐射进来的热量所造成量热计温度的升

高，必须扣除。FF'表示量热计向环境辐

射出热量而造成量热计温度的降低，必

须加入。因此作图确定出ΔT1、ΔT2、ΔT3

注意:此法校正时，体系温度与外界温度最好不超过2~3℃，否则会引进误差。

2.量热计常数的计算

由实验可知，通电所产生的热量使量热计温度上升ΔT1，由焦耳一楞次定律可得:

Q=UIt=KΔT1。

式中:Q为通电所产生的热量(J):I为电流强度(A):U为电压(V):t为通电时间(s);ΔT1为通电使温度升高的数值(℃);K为量热计常数其物理意义是量热计每升高1℃所需之热量。它是由杜瓦瓶以及其中仪器和试剂的质量和比热所决定的。当使用某一固定量热计时，K为常数。由上式可得: K=UIt/ΔT1(平均值)代入上式，求出量热计常数K。

3.中和热的计算

反应的摩尔热效应可表示为:ΔH =-KΔT×1000/cV

式中:c为溶液的浓度:V为溶液的体积(mL): ΔT为体系的温度升高值。

利用上式，将K及ΔT2及ΔT3(平均值)代入，分别求出强酸、弱酸与强碱中和反应的摩尔热效应ΔH中和和ΔH。利用盖斯定律求出弱酸分子的摩尔离解热ΔH解离，即:

ΔH解离=ΔH-ΔH中和

⒈常见吸热反应:

①盐类的水解

②弱电解质的电离

③大多数分解反应

④2个特殊的化合反应

N2+O2=放电=2NO CO2+C=高温=2CO

⑤两个特殊的置换反应

C(s)+H2O(g)=高温=CO↑(g)+H2↑(g) CuO(s)+H2(g)=高温=Cu(s)+H2O(g)

⑥Ba(OH)2·8H2O晶体与NH4Cl晶体的反应

⑦硝酸铵的溶解(物理变化，吸热现象)

⒉常见放热反应

①燃烧

②中和反应

③金属与酸或水的反应

④一般的化合反应(除上述2个特例)

重点讨论的三个平衡:N2、H2合成NH3、SO2催化氧化生成SO3、NO2二聚为N2O4均为放热反应

⑤一般的置换反应(除上述两个特例)

⑥碱性氧化物(如Na2O、K2O)、强碱溶于水

⑦浓硫酸的稀释(物理变化，放热现象)

⑧大多数氧化