第一章 化学反应与能量变化（复习课件）-高二化学同步精品课堂（苏教版2019选择性必修第一册）

第一章 化学反应与能量变化 授课人： 目录 CONTENTS 第一节 化学反应的热效应 第二节 化学能与电能的转化 第三节 金属的腐蚀与防护 第一节 Part One 化学反应的热效应 一、反应热 焓变 （二）药理作用 即：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热。 体系 环境 热量 在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，所吸收或放出的热量称为化学反应的反应热。 放热反应 吸热反应 ∆H ＜0 ∆H＝∑H(生成物）－ ∑H(反应物） ∆H ＞0 一、反应热 焓变 宏观角度 体系的能量升高 E反＞E生 E反＜E生 体系的能量降低 一、反应热 焓变 吸热反应 旧化学键断裂吸收能量 新化学键形成释放能量 反应物的键能总和 生成物的键能总和 微观角度 物质能量越低，键能越大 ΔH＝反应物键能总和（E1）－生成物键能总和（E2） 二、热化学方程式 热化学方程式的书写方法 写出相应的化学方程式。热化学方程式中各物质化学式前的化学计量数只表示其物质的量，可以是整数或分数，但必须是最简整数或最简分数。 同一化学反应，物质的化学计量数不同，反应的ΔH也不同。 不用标明反应条件，不用标“↑”或“↓”，标注各物质聚集状态。 在物质后面用括号标注各物质的聚集状态：气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，溶液用“aq”。 热化学方程式的书写方法 标注ΔH的正负。 化学方程式后面空一格标注ΔH，若为放热反应，ΔH为“－”；若为吸热反应，ΔH为“＋”(“＋”可省略不写)。 二、热化学方程式 计算ΔH的数值。根据化学方程式中的化学计量数计算写出ΔH的数值。ΔH单位是kJ·mol－1。 1、对一个热化学反应，ΔH的单位中“mol－1”不是指每摩尔具体物质，而是指“每摩尔反应”。因此ΔH必须与热化学方程式一一对应。 二、热化学方程式 2、可逆反应的ΔH表示的是当反应物按化学计量数完全反应时产生的热效应，实际反应中，若按化学计量数放入反应物，产生的热量偏小，如2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g)　ΔH＝－196.6 kJ·mol－1，若2 mol SO2与1 mol O2反应，放出的热量小于196.6 kJ。 注意事项 H2O O2 N2 CO2 2个O—H 1个O=O 1个N N 2个C=O CH4 金刚石 石墨 P4(白磷) 4个C—H 2个C—C 1.5个C—C 6个P—P 1．计算依据：ΔH＝反应物中键能总和－生成物中键能总和 2．明确物质中化学键个数 二、热化学方程式 键能与反应热的计算 简易量热计 三、反应热的测量 实验探究 用简易量热计测定盐酸与氢氧化钠溶液反应的反应热。 三、反应热的测量 总结 测定反应热的过程 大量实验证明： 25 ℃和101 kPa下，强酸与强碱稀溶液发生中和反应生成1 mol液态水时，放出57.3 kJ的热量。 中和热 三、反应热的测量 H＋(aq)＋OH－(aq)==H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ/mol 三、反应热的测量 01 03 02 中和热定义中的“稀溶液”一般是指酸、碱的物质的量浓度均小于或等于1 mol/L的溶液 中和热以生成1 mol H2O为基准，是一个定值 中和热不包括其他离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离时所伴随的热效应。 中和热理解注意事项 四、盖斯定律及其应用 1840年，俄国化学家盖斯在分析了许多化学反应的热效应的基础上，总结出一条规律：“一个化学反应，不论是一步完成，还是分几步完成，其总的热效应是完全相等的。”这个规律被称为盖斯定律。 H2SO4 H2SO4·H2O H2SO4·2H2O H2SO4·3H2O ΔH1 ΔH2 ΔH3 ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3 ΔH G.H.Hess, 1802-1850 ΔH＝ ＝ ΔH1＋ΔH2 ΔH3＋ΔH4＋ΔH5 四、盖斯定律及其应用 加合法就是运用所给热化学方程式通过加减乘除的方法得到所求的热化学方程式。 四、盖斯定律及其应用 加合法 运用盖斯定律计算反应热的方法 01 虚拟路径法 若反应物A变为生成物D，可以有两个途径 ①由A直接变成D，反应热为ΔH； ②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。 如图所示： 则有ΔH＝ ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。 四、盖斯定律及其应用 运用盖斯定律计算反应热的方法 02 五、标准燃烧热和热值 在101kPa下，1 mol物质完全燃烧的反应热叫做该物质的标准燃烧热。 标准燃烧热 是指物质中含有的N转化为N2(g)，