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燃烧热 |
燃烧热(ΔcH0)是指物质与氧气进行完全燃烧反应时放出的热量。它一般用单位物质的量、单位质量或单位体积的燃料燃烧时放出的能量计量。燃烧反应通常是烃类在氧气中燃烧生成二氧化碳、水并放热的反应。燃烧热可以用弹式量热计测量,也可以直接查表获得反应物、产物的生成焓(ΔfH0)再相减求得。
简介
在25℃,100kPa时,(旧的标准态压力为1 atm=101 kPa,即1标准大气压,新的标准态压力改为1 bar=100 kPa。北京大学出版社,《普通化学原理(第四版)》85页注解1)1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量,叫做该物质的燃烧热.单位为kJ/mol
要点 1.规定在101 kPa压强,测出反应所放出的热量,因为压强不定,反应热数值不相同.
2.规定可燃物物质的量为1 mol。(具有可比性)
3.规定必须生成稳定的氧化物的原因是,即使是等量的纯物质在等压强情况下,与不同气体燃烧释放出的热量不同,例如 Mg(s) 在 O2(g)和 Mg(s)在 Cl2(g)燃烧释放的热量不同。为了统一标准,规定生成化合物。
4.规定可燃物完全燃烧生成稳定化合物所放出的热量为标准.(例如:H2S(g)+1/2O2(g)===H2O(l)+S↓; ΔH1,由于生成的S没有燃烧完全,所以这个反应放出的热量ΔH1不能作为H2S的燃烧热,当H2S(g)+3/2O2(g)===H2O(l)+SO2(g);ΔH2,这时水的状态为稳定的液态,而也生成稳定的氧化物SO2,所以这时的ΔH2就是H2S的燃烧热。另外,对于水来说,1mol可燃物完全燃烧必须生成液态水时放出的热量才能称为燃烧热,气态水不可以。)
注意点 1.燃烧热是以1 mol可燃物作为标准来进行测定的,因此在计算燃烧热时,热化学方程式里其他物质的化学计量数常出现分数:如H2(g)+ 1/2O2(g)====H2O(l);ΔH=-285.8 kJ·mol 这时的分数是代表摩尔数(即为参加反应的物质的量)而不是分子个数,所以是合理的。
注:化学方程式系数只为整数,而热化学方程式可以有分数。
2.热化学方程式中ΔH表示生成物总焓与反应物总焓之差。
3.反应热中ΔH为负,则为放热反应;为正,则为吸热反应,燃烧热为反应热的一种,其ΔH为负值。
4. 反应热化学方程式中ΔH为负值。而在叙述时:
用正值描述可以记忆为燃烧热为负值,△H有正负,+为吸,-为放,强化记忆有帮助。
5.反应物一般为纯净物。
评价
1.书写燃烧反应的热化学方程式时可燃物不一定是1mol,但最后的反应热单位仍为kJ/mol。
2.单质或化合物必须是完全燃烧,如反应物中C→CO2,H2→H2O(液),S→SO2(气),N-N2(气),Cl-HCl(aq)等。若C不完全燃烧生成CO则不叫做燃烧热。
3.这里的燃烧指可燃物与O2反应的燃烧热。[1]