- understand that chemical reactions are accompanied by enthalpy changes and these changes can be exothermic ($\Delta H$ is negative) or endothermic ($\Delta H$ is positive)
- construct and interpret a reaction pathway diagram, in terms of the enthalpy change of the reaction and of the activation energy
- define and use the terms: (a) standard conditions (this syllabus assumes that these are $298\text{ K}$ and $101\text{ kPa}$) shown by $^{\ominus}$. (b) enthalpy change with particular reference to: reaction, $\Delta H_r$, formation, $\Delta H_f$, combustion, $\Delta H_c$, neutralisation, $\Delta H_{\text{neut}}$
- understand that energy transfers occur during chemical reactions because of the breaking and making of chemical bonds
- use bond energies ($\Delta H$ positive, i.e. bond breaking) to calculate enthalpy change of reaction, $\Delta H_r$
- understand that some bond energies are exact and some bond energies are averages
- calculate enthalpy changes from appropriate experimental results, including the use of the relationships $q = mc\Delta T$ and $\Delta H = -mc\Delta T/n$
化学能量学
A-Level 化学 · 第 5 主题
5.1
焓变 ΔH
大纲
来源:剑桥国际大纲
每一个化学反应都吸收或放出能量。这个在恒压下测量的能量变化是焓变(enthalpy change),符号为 $\Delta H$。
- 在一个放热(exothermic)反应中,系统放出热,所以产物的能量比反应物少,$\Delta H$ 为负。
- 在一个吸热(endothermic)反应中,系统吸收热,所以产物的能量比反应物多,$\Delta H$ 为正。
反应路径图
一个反应路径图(reaction pathway diagram)显示反应物和产物的能量,以及它们之间的能量"山丘"。山丘的高度是活化能(activation energy)——粒子在能反应之前所需的最小能量。
- 放热:产物比反应物低($\Delta H < 0$)。
- 吸热:产物比反应物高($\Delta H > 0$)。
标准条件和焓变的类型
能量值在标准条件(standard conditions)下比较:$298\ \text{K}$ 和 $101\ \text{kPa}$,用符号 $^{\ominus}$ 表示。每种物质在那些条件下处于它正常的物理状态。
| 符号 | 名称 | 定义(每摩尔,标准条件下) |
|---|---|---|
| $\Delta H_r^{\ominus}$ | 反应焓变(enthalpy change of reaction) | 对于方程式中所示的量 |
| $\Delta H_f^{\ominus}$ | 生成焓变(enthalpy change of formation) | 一摩尔化合物由其元素生成 |
| $\Delta H_c^{\ominus}$ | 燃烧焓变(enthalpy change of combustion) | 一摩尔物质在氧气中完全燃烧 |
| $\Delta H_{\text{neut}}^{\ominus}$ | 中和焓变(enthalpy change of neutralisation) | 一摩尔水由一个酸和一个碱生成 |
断键和成键的能量
在一个反应中,旧键断裂、新键形成。断裂一个键需要能量(吸热);形成一个键释放能量(放热)。反应的焓变是两者之差:
$$\Delta H_r = \sum (\text{bond energies broken}) - \sum (\text{bond energies made})$$
键能(bond energy)是在气态下断裂一摩尔某个特定键所需的能量,所以它总是正的。有些键能是精确的(对一个特定分子);其他的是对许多不同分子取的平均值,所以用它们做的计算只是近似的。
例题。 用键能求 $\text{H}_2 + \text{Cl}_2 \rightarrow 2\text{HCl}$ 的 $\Delta H$。键能(kJ mol⁻¹):H–H $= 436$,Cl–Cl $= 242$,H–Cl $= 431$。
$$\Delta H = \sum(\text{broken}) - \sum(\text{made}) = (436 + 242) - (2 \times 431) = 678 - 862 = -184\ \text{kJ mol}^{-1}.$$
在实验室测量焓变
当一个反应加热(或冷却)一份已知质量的水或溶液时,转移的热是:
$$q = mc\Delta T$$
其中 $m$ 是质量,$c$ 是比热容(specific heat capacity,把 1 g 升高 1 K 需要多少能量),$\Delta T$ 是温度变化。每摩尔的焓变则是:
$$\Delta H = -\frac{mc\Delta T}{n}$$
负号使 $\Delta H$ 在温度上升时(一个放热反应)为负。
例题。 燃烧 $0.50\ \text{g}$ 甲醇($M_r = 32$)使 $100\ \text{g}$ 水的温度升高 $18\ ^{\circ}\text{C}$。求每摩尔的燃烧焓变。($c = 4.18\ \text{J g}^{-1}\,\text{K}^{-1}$。)
释放的热是 $q = mc\Delta T = 100 \times 4.18 \times 18 = 7520\ \text{J}$。燃烧的量是 $n = 0.50/32 = 0.0156\ \text{mol}$,所以
$$\Delta H_c = -\frac{q}{n} = -\frac{7520}{0.0156} \approx -480\ \text{kJ mol}^{-1}.$$
探索
Exothermic and endothermic reactions
Drag ΔH. An exothermic reaction releases energy (products lower); an endothermic one takes it in (products higher).
词汇表
训练
| 英文 | 中文 | 拼音 |
|---|---|---|
| enthalpy change | 焓变 | hán biàn |
| exothermic | 放热 | fàng rè |
| endothermic | 吸热 | xī rè |
| reaction pathway diagram | 反应路径图 | fǎn yìng lù jìng tú |
| activation energy | 活化能 | huó huà néng |
| standard conditions | 标准条件 | biāo zhǔn tiáo jiàn |
| enthalpy change of reaction | 反应焓变 | fǎn yìng hán biàn |
| enthalpy change of formation | 生成焓变 | shēng chéng hán biàn |
| enthalpy change of combustion | 燃烧焓变 | rán shāo hán biàn |
| enthalpy change of neutralisation | 中和焓变 | zhōng hé hán biàn |
| bond energy | 键能 | jiàn néng |
| specific heat capacity | 比热容 | bǐ rè róng |
5.2
盖斯定律
大纲
- apply Hess’s law to construct simple energy cycles
- carry out calculations using cycles and relevant energy terms, including: (a) determining enthalpy changes that cannot be found by direct experiment (b) use of bond energy data
来源:剑桥国际大纲
盖斯定律(Hess's law)说,一个反应的总焓变是相同的,无论你从反应物到产物走哪条路线。这是因为能量守恒。
这让你能画一个能量循环(energy cycle):用一个直接步骤和一条间接路线把反应物和产物连接起来,然后把各步相加,使两条路线给出相同的总和。
盖斯定律有两方面的用处:
- 它让你能求出一个你无法直接测量的焓变(例如,一个缓慢形成或伴有副反应的化合物的生成)。
- 它让你能从键能数据,或从题目中给出的生成或燃烧数据,计算 $\Delta H_r$。
探索
Hess's law cycle
Enthalpy change is the same whichever route you take — so an unknown ΔH can be found by an alternative path.
词汇表
训练
| 英文 | 中文 | 拼音 |
|---|---|---|
| Hess's law | 盖斯定律 | gài sī dìng lǜ |
| energy cycle | 能量循环 | néng liàng xún huán |
5.2
考试技巧
- 用每个焓变确切的标准条件来定义它(例如燃烧 = 一摩尔在过量氧气中完全燃烧)。
- 用 $\Delta H = \sum(\text{bonds broken}) - \sum(\text{bonds made})$;断键是吸热的($+$),成键是放热的($-$)——把正负号搞反是典型的错误。
- 在 $q = mc\Delta T$ 中用水/溶液的质量,然后除以摩尔数,并为放热反应加上负号。
- 画盖斯循环时箭头方向一致,沿另一条路线走,并总是给 $\Delta H$ 一个符号和单位($\text{kJ mol}^{-1}$)。
本主题的互动课程
逐步学习,并即时检测练习。