【選必一 化反熱效應】【一化辭典】1反應熱與焓變
反應熱及其測定
熱量的釋放或吸收是化學反應中能量變化的常見形式例如，燃料的燃燒、酸與堿的中和反應等會放出熱量，屬于放熱反應。而有些反應，如工業(yè)上煅燒石灰石的反應等會吸收熱量，屬于吸熱反應。在實際應用中，人們?nèi)绾?span id="5tt3ttt3t" class="ql-color-#ee230d color-pink-03">定量地描述化學反應過程中釋放或吸收的熱量呢?
體系和環(huán)境
在研究反應熱時，需要明確體系和環(huán)境
下面以研究鹽酸與NaOH溶液的反應為例：
化學反應熱效應（反應熱）
2.在等溫條件下，化學反應體系向環(huán)境釋放或從環(huán)境吸收的熱量，稱為化學反應的熱效應，簡稱反應熱。
3.許多反應熱可以通過量熱計直接測定。
例如，鹽酸與NaOH溶液反應的過程中會放出熱量，導致體系與環(huán)境之間的溫度產(chǎn)生差異。在反應前后，如果環(huán)境的溫度沒有變化，則反應放出的熱量就會使體系的溫度升高，這時可以根據(jù)測得的體系的溫度變化和有關(guān)物質(zhì)的比熱容等來計算反應熱。
中和反應反應熱的測定實驗
請按照下列步驟，用簡易量熱計（如圖）測量鹽酸與NaOH溶液反應前后的溫度。
1.反應物溫度的測量
（1）用量簡量取50mL0.50mol/L鹽酸，打開杯蓋，倒入量熱計的內(nèi)筒，蓋上杯蓋，插入溫度計，測量并記錄鹽酸的溫度。用水把溫度計上的酸沖洗干凈，擦干備用。
（2）用另一個量筒量取50mL 0.55mol/L NaOH溶液，用溫度計測量并記錄NaOH溶液的溫度
2.反應后體系溫度的測量
打開杯蓋，將量筒中的NaOH溶液迅速倒入量熱計的內(nèi)筒，立即蓋上杯蓋，插入溫度計，用攪拌器勻速攪拌。密切關(guān)注溫度變化，將最高溫度記為反應后體系的溫度（t?）
3.重復上述步驟1至步驟2兩次（避免可能的誤差）。
[數(shù)據(jù)處理]
（1）取鹽酸溫度和NaOH溶液溫度的平均值記為反應前體系的溫度（t?）。計算溫度差(t?-t?），將數(shù)據(jù)填入下表。
（2）取三次測量所得溫度差的平均值作為計算依據(jù)。
（3）根據(jù)溫度差和比熱容等計算反應熱。
（4）實驗數(shù)據(jù)處理
數(shù)據(jù)處理計算
1.反應原理：Q＝m×C×△t
Q：中和反應放出的熱量；m:反應混合液的質(zhì)量；
C：反應混合液的比熱容；△t:反應前后溶液溫度的差值
2.為了計算簡便，可以近似地認為實驗所用酸、堿稀溶液的密度、比熱容與水的相同，并忽略量熱計的比熱容，
則：①50mL0.50mol/L鹽酸的質(zhì)量m?=50g,50mL0.55mol/LNaOH溶液的質(zhì)量m?=50g。
②反應后生成的溶液的比熱容c=4.18J/(g·℃)。
生成1molH2O放出的熱量為：
為了提高測定的準確度，應該采取哪些措施?
1.隔熱層、杯蓋等的使用是為了減少熱量散失，降低實驗誤差。
2.要使用同一支溫度計，避免儀器誤差。注意測定一種溶液后必須用水沖洗干凈并用濾紙擦干。
3.使用不同的量筒分別量取酸堿溶液
4.正確讀取體積和溫度，多次試驗求平均值時，若有某一組的實驗數(shù)據(jù)有明顯偏差，應直接舍去。
5.操作時動作要快，盡量減少熱量的散失。
6.為了保證鹽酸完全被中和，采用稍過量的NaOH溶液。
中和熱概念
3.中和熱：大量實驗測得，在25℃和101kPa下，強酸的稀溶液與強堿的稀溶液發(fā)生中和反應生成1mol H?O(l)時，放出57.3kJ的熱量。
（1）對同一反應來說，中和反應的反應熱大小與所用酸、堿溶液的用量有關(guān)。
（2）而中和熱是指生成1mol H?O(l)時的反應熱，故酸、堿溶液的用量對中和反應反應熱的測定結(jié)果沒有影響。
e.g.
4.中和熱易錯點：
（1）酸、堿溶液中若有濃溶液，生成1mol H?O(l)時反應放出的熱量大于57.3kJ
（2）酸、堿中若有弱酸或弱堿，電離需要吸熱，生成1molH?O(l)時反應放出的熱量小于57.3kJ
e.g.
（3）若酸與堿反應生成1molH?O(l)的同時還有沉淀生成，則反應放出的熱量大于57.3kJ。如稀硫酸與Ba(OH)?溶液反應生成1molH?O(l)時，反應放出的熱量一定大于57.3kJ（SO42+和Ba2+反應生成BaSO4時會放熱）。
中和反應反應熱的測定實驗（例題）
反應熱與焓變
只需記?。?span id="5tt3ttt3t" class="ql-color-#ee230d color-pink-03">在等壓條件下，反應熱等于焓變。
焓、焓變與反應熱的關(guān)系
微觀角度來討論反應熱的實質(zhì)
