化學反應中的能量變化
1.化學反應中的能量變化 化學反應中的能量變化，通常表現為熱量的變化。探討化學反應放熱、吸熱的本質時，要注意四點：①化學反應的特點是有新物質生成，新物質和反應物的總能量是不同的，這是因為各物質所具有的能量是不同的（化學反應的實質就是舊化學鍵斷裂和新化學鍵的生成，而舊化學鍵斷裂所吸收的能量與新化學鍵所釋放的能量不同導致發生了能量的變化）；②反應中能量守恆實質是生成新化學鍵所釋放的能量大於舊化學鍵斷裂的能量而轉化成其他能量的形式釋放出來；③如果反應物所具有的總能量高於生成的總能量，則在反應中會有一部分能量轉變為熱能的形式釋放，這就是放熱反應，反之則是吸熱反應；④可用圖象來表示。2.燃燒熱和中和熱
⑴燃燒熱：在101kPa時，1mol可燃物完全燃燒生成穩定的氧化物時所放出的熱量。
⑵中和熱：在稀溶液中，酸和鹼發生中和反應生成1mol水時的反應熱。
3.物質的氣、液、固三態的變化與反應熱的關係。
熱化學反應方程式
1.熱化學反應方程式的書寫⑴△H只能寫在標有反應物和生成物狀態的化學方程式的右邊，用“；”隔開。若為放熱反應，△H為“－”；若為吸熱反應，△H為“+”。△H的單位為kJ/mol。
⑵反應熱△H與測定條件（如溫度、壓強等）有關。所以書寫熱化學反應方程式的時候，應該注意標明△H的測定條件。
⑶必須標註物質的聚集狀態（s(固體）、l（液體）、g（氣體）才能完整的書寫出熱化學反應方程式的意義。方程式中不用“↑”、“↓”、“→”這些符號，而用"="來表示。
2.蓋斯定律
化學反應的反應熱只與反應的初始狀態有關和終極狀態有關，而與反應的途徑無關。
中和熱的測定
實驗目的1．掌握中和熱的測定方法；
2．通過中和熱的測定，計算弱酸的離解熱。
二、實驗原理
一摩爾的一元強酸溶液與一摩爾的一元強鹼溶液混合時，所產生的熱效應是不隨著酸或鹼的種類而改變的，因為這裡所研究的體系中各組分是全部電離的。因此，熱化學方程式可用離子方程式表示：
H+OH=H20 ΔH中和=一57．36kJ·mol
上式可作為強酸與強鹼中和反應的通式的的的。由此還可以看出，這一類中和反應與酸的陰離子或鹼的陽離子並無關係。
若以強鹼(NaOH)中和弱酸(CH3COOH)時，則與上述強酸、強鹼的中和反應不同。因為在中和反應之前，首先是弱酸進行解離，其反應為：
CH3COOH =H+CH3COOΔH解離
H+OH=H20 ΔH中和
總反應：CH3COOH+OH=H20+CH3COO ΔH
由此可見，ΔH是弱酸與強鹼中和反應總的熱效應，它包括中和熱和解離熱兩部分。根據蓋斯定律可知，如果測得這一反應中的熱效應ΔH以及ΔH中和，就可以通過計算求出弱酸的解離熱ΔH解離。
三、儀器和試劑
數字式貝克曼溫度計; 杜瓦瓶; 量筒; 秒表； 雙路可跟蹤直流穩定電源； 濃度各為1.0mol的NaOH、HCI和CH3COOH溶液。
四、操作步驟
1、實驗準備
清洗儀器。打開數字式貝克曼溫度計，預熱5分鐘。調節基溫選擇按鈕至20~C，按下溫度/溫差按鍵，使錶盤顯示溫差讀數(精確至0．001℃)。打開直流穩壓電源，調節電壓10.0V。連線穩壓直流電源與量熱計。
2．量熱計常數的測定
用量筒量取500ml蒸餾水注入用淨布或濾紙擦淨的杜瓦瓶中，輕輕塞緊瓶塞。接通電源，調節鏇鈕記下10.0V時電流讀數。均勻攪拌4分鐘。然後，切斷電源，每分鐘記錄一次貝克曼溫度計的讀數，記錄10分鐘。讀第10個數的同時，接通電源，並連續記錄溫度。在通電過程中，電流、電壓必須保持恆定(隨時觀察電流表與電壓表，若有變化必須馬上調節到原來指定值)。記錄電流、電壓值。通電4分鐘後，停止通電。繼續攪拌及每隔一分鐘記錄一次水溫，測量10分鐘為止。用作圖法確定由通電而引起的溫度變化ΔT1。按上述操作方法重複兩次，取其平均值。
3、中和熱的測定
取50ml 1mol.lNaOH溶液注入鹼貯存器中。用量筒量取400ml蒸餾水注入用淨布或濾紙擦掙的杜瓦瓶中，然後加入50ml 1mol.lHCl溶液。輕輕塞緊瓶塞，用攪拌器均勻攪拌，並記錄溫度(每分鐘一次)。計10個數後，將鹼貯存器稍稍提起，用玻璃棒將膠塞捅掉(不要用力過猛，以免玻璃棒碰破杜瓦瓶之內壁而損害儀器)。捅掉膠塞後，即將鹼貯存器上下移動兩次，使鹼液全部流出。此後不斷攪拌，並繼續每隔一分鐘記錄一次溫度。待溫度變化緩慢後，再記錄10分鐘就停止測定。用作圖法確定ΔT2。按上述方法重複兩次，取其平均值。
4．表觀中和熱的測定
用CH3COOH代替HCI，重複上述操作，求ΔT3。
5．實驗結束
斷水、斷電，清洗儀器，清理實驗桌。
五、數據記錄和處理
1．溫度變化的校正一雷諾曲線法
圖中凸點相當於開始通電加熱或開始反
應之點，c點為觀察到的最高溫度讀數
點，由於杜瓦瓶和外界的熱量交換，曲
線ab及cd經常發生傾斜。EE'表示環境
輻射進來的熱量所造成量熱計溫度的升
高，必須扣除。FF'表示量熱計向環境輻
射出熱量而造成量熱計溫度的降低，必
須加入。因此作圖確定出ΔT1、ΔT2、ΔT3
注意：此法校正時，體系溫度與外界溫度最好不超過2～3℃，否則會引進誤差。
2．量熱計常數的計算
由實驗可知，通電所產生的熱量使量熱計溫度上升ΔT1，由焦耳一楞次定律可得：
Q=UIt=KΔT1。
式中：Q為通電所產生的熱量(J)：I為電流強度(A)：U為電壓(V)：t為通電時間(s)；ΔT1為通電使溫度升高的數值(℃)；K為量熱計常數其物理意義是量熱計每升高1℃所需之熱量。它是由杜瓦瓶以及其中儀器和試劑的質量和比熱所決定的。當使用某一固定量熱計時，K為常數。由上式可得： K=UIt/ΔT1(平均值)代入上式，求出量熱計常數K。
3．中和熱的計算
反應的摩爾熱效應可表示為：ΔH =－KΔT×1000/cV
式中：c為溶液的濃度：V為溶液的體積(mL)： ΔT為體系的溫度升高值。
利用上式，將K及ΔT2及ΔT3(平均值)代入，分別求出強酸、弱酸與強鹼中和反應的摩爾熱效應ΔH中和和ΔH。利用蓋斯定律求出弱酸分子的摩爾離解熱ΔH解離，即：
ΔH解離=ΔH－ΔH中和
常見的吸熱、放熱過程
⒈常見吸熱反應：①鹽類的水解
②弱電解質的電離
③大多數分解反應
④2個特殊的化合反應
N2+O2=放電=2NO CO2+C=高溫=2CO
⑤兩個特殊的置換反應
C(s)+H2O(g)=高溫=CO(g)+H2(g) CuO(s)+H2(g)=高溫=Cu(s)+H2O(g)
⑥Ba(OH)2·8H2O晶體與NH4Cl晶體的反應
⑦硝酸銨的溶解（物理變化，吸熱現象）
⒉常見放熱反應
①燃燒
②中和反應
③金屬與酸或水的反應
④一般的化合反應（除上述2個特例）
重點討論的三個平衡：N2、H2合成NH3、SO2催化氧化生成SO3、NO2二聚為N2O4均為放熱反應
⑤一般的置換反應（除上述兩個特例）
⑥鹼性氧化物（如Na2O、K2O）、強鹼溶於水
⑦濃硫酸的稀釋（物理變化，放熱現象）
⑧大多數氧化
