化学反应中的能量变化课件

化学反应中的能量变化欢迎来到化学反应中的能量变化的世界！化学反应与能量变化概述化学反应涉及物质的转化，从一种物质转变为另一种物质。化学反应通常伴随着能量的变化，能量以热量形式释放或吸收。能量变化的方向决定了反应是放热反应还是吸热反应。反应热的定义及特点定义化学反应过程中放出或吸收的热量称为反应热，用符号△H表示。△H为正值时，表示反应吸热；△H为负值时，表示反应放热。特点反应热的大小与反应物和生成物的状态有关，例如，反应物的聚集状态、温度、压力等。反应热的测量方法1量热法量热法是测量反应热的主要方法。它通过测量反应前后体系的温度变化来计算反应热。2燃烧热燃烧热是指1摩尔物质在氧气中完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。常用的方法是氧弹量热计法。3生成热生成热是指在标准状态下，由最稳定的单质生成1摩尔化合物时所放出或吸收的热量。可以利用盖斯定律计算生成热。吸热反应和放热反应吸热反应需要从周围环境吸收能量才能进行的反应，反应体系的能量降低，表现为温度下降，如冰块融化。放热反应向周围环境释放能量的反应，反应体系的能量升高，表现为温度升高，如燃料燃烧。放热反应与吸热反应的比较1放热能量释放2吸热能量吸收3温度变化升高4温度变化降低配位键和离子键的形成过程1离子键金属原子失去电子，形成带正电荷的阳离子；非金属原子得到电子，形成带负电荷的阴离子。阴阳离子之间通过静电吸引形成离子键。2配位键一个原子提供一对电子，另一个原子接受电子对，形成配位键。共价键的形成过程原子间相互靠近两个原子互相靠近，它们的外层电子云开始相互重叠。电子对共享两个原子各贡献一个电子，形成一个电子对，被两个原子共同拥有。共价键形成共享的电子对将两个原子结合在一起，形成共价键。化学键的断裂与形成过程1化学键的断裂需要能量2化学键的形成释放能量活化能和势能曲线活化能是化学反应发生所需要的最低能量，它表示反应物分子从初始状态过渡到过渡态所需的能量。势能曲线可以用来描述反应过程中能量变化，横坐标表示反应过程，纵坐标表示反应体系的能量。温度对反应速率的影响1温度升高反应速率加快。2温度降低反应速率减慢。3温度与速率温度升高，分子平均动能增加，有效碰撞次数增多，反应速率加快。催化剂对反应速率的影响降低活化能催化剂提供新的反应路径，降低活化能，加速反应速率。改变反应途径催化剂改变反应路径，促进反应进行，而不改变反应的平衡常数。影响反应速率的其他因素反应物浓度浓度越高，反应速率越快。反应物分子之间碰撞机会增加，反应速率加快。表面积表面积越大，反应速率越快。固体反应物表面积越大，与反应物接触面积增加，反应速率加快。光照光照可以为反应提供能量，促进反应进行。有些反应需要光照才能进行，例如光合作用。热化学方程式的书写1化学式反应物和生成物的化学式要写正确2计量系数根据质量守恒定律，配平化学方程式3反应热在化学方程式右边，用△H表示反应热4状态符号反应物和生成物的状态符号要写清楚热化学方程式的平衡符号1平衡符号热化学方程式中，反应热用ΔH表示，并放在化学方程式的右边，用“+”或“−”号连接。2正负号“+”号表示吸热反应，即反应过程中吸收热量，ΔH为正值；“−”号表示放热反应，即反应过程中释放热量，ΔH为负值。3单位反应热的单位通常为kJ/mol，表示每摩尔反应物的反应热。热化学方程式的标准状态标准压力101.325kPa标准温度298.15K(25℃)标准状态纯物质处于其最稳定的物理状态焓变的定义及计算焓变化学反应过程中，体系焓变的改变量被称为焓变，用符号ΔH表示。计算焓变可以通过热化学方程式或生成焓等数据进行计算。公式ΔH=H产物-H反应物计算反应焓的实验方法1量热法量热法是通过测量反应过程中的热量变化来计算反应焓的方法。它利用了热力学第一定律，即能量守恒定律，将反应过程中热量的变化转化为反应焓的变化。2盖斯定律盖斯定律指出，无论反应是一步完成还是分步完成，其总焓变都相同。利用盖斯定律，可以根据已知反应焓计算未知反应的焓变。3标准生成焓标准生成焓是指在标准状态下，由最稳定单质生成1摩尔物质所发生的焓变。利用标准生成焓可以计算各种化学反应的焓变。饱和溶液的溶解热定义在恒压条件下，将1摩尔溶质溶解在一定量的溶剂中，形成饱和溶液时所吸收或放出的热量称为饱和溶液的溶解热。符号用ΔH溶表示，当溶解过程吸热时，ΔH溶为正值；当溶解过程放热时，ΔH溶为负值。影响因素饱和溶液的溶解热受溶质和溶剂的性质、温度和压力等因素影响。化合物的生成焓定义在标准状态下，由最稳定的单质生成1mol该物质的焓变称为该物质的标准生成焓，用符号ΔfHθ表示。特点单质的标准生成焓为零。应用生成焓可以用来计算化学反应的焓变，进而预测反应发生的可能性。燃烧反应的焓变1定义燃烧反应的焓变是指1摩尔物质在标准状态下完全燃烧生成稳定的氧化物时所释放的热量。2符号燃烧反应的焓变通常用ΔHcθ表示。3特点燃烧反应通常是放热反应，其焓变值为负值。标准生成焓的应用计算反应焓变利用已知物质的标准生成焓，可以计算任意化学反应的焓变，从而预测反应的热效应。判断反应自发性根据反应焓变和熵变可以判断反应的自发性，进而预测反应进行的方向。评估反应的热力学效率利用标准生成焓可以评估反应的热力学效率，为化学反应的设计和优化提供参考。反应过程中能量的转化化学能转化为热能放热反应中，化学能转化为热能，使反应体系的温度升高。热能转化为化学能吸热反应中，热能转化为化学能，使反应体系的温度降低。能量守恒定律能量守恒定律表明，能量既不会凭空产生，也不会凭空消失，它只能从一种形式转化为另一种形式。反应过程中能量变化的应用工业生产:制造化肥、合成氨、塑料等食物保存:冷藏、冷冻、腌制等能源利用:燃烧燃料、太阳能、地热能等自发反应和非自发反应自发反应在一定条件下，无需外界能量输入就能自发进行的反应。非自发反应在一定条件下，需要外界能量输入才能进行的反应。自发过程中的熵变冰融化固体状态的冰在温度升高的情况下会自发地转变为液态水。这是一种熵增加的过程，因为液态水比固态冰具有更高的无序度。气体膨胀气体在自由空间中会自发地膨胀，这是一种熵增加的过程。气体分子在膨胀过程中占据更大的空间，无序度增加。扩散当两种不同物质接触时，它们会自发地混合在一起，这是一种熵增加的过程。混合后的状态比原本两种物质分开的状态具有更高的无序度。焓和熵对自发过程的影响1焓变焓变（ΔH）反映了反应过程中热量的变化。放热反应（ΔH<0）倾向于自发进行，因为释放的热量降低了系统的能量。2熵变熵变（ΔS）反映了反应过程中体系混乱度的变化。熵增（ΔS>0）倾向于自发进行，因为系统变得更加无序。3综合影响焓和熵对自发过程的影响是综合的，并非总是单独起作用。在某些情况下，焓变和熵变都朝着有利于自发进行的方向变化，则反应更容易自发进行。吉布斯自由能的概念自由能吉布斯自由能（G）是用来衡量一个系统在特定条件下进行化学反应或物理变化的能量变化自发性吉布斯自由能变化（ΔG）可以用来判断一个反应是否自发进行，ΔG<0时反应自发进行，ΔG>0时反应不自发进行吉布斯自由能变化与自发性负值吉布斯自由能变化为负值时，反应自发进行，即反应能够在一定条件下自发地从反应物向生成物转化。正值吉布斯自由能变化为正值时，反应非自发进行，即反应不能在一定条件下自发地从反应物向生成物转化。零值吉布斯自由能变化为零值时，反应处于平衡状态，即反应物和生成物的浓度保持不变，反应不再进行。化学反应的自发性判断焓变（ΔH）熵变（ΔS）吉布斯自由能变（ΔG）实例分析以化学反应N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g)为例，在标