1.1.1 反应热 焓变（含培优竞赛题）-【划重点】2023-2024学年高二化学同步讲与练（人教版2019选择性必修1）

1.1.1 反应热 焓变 学习目标 重难点 1．知道化学反应中的能量转化形式，能解释化学反应中能量变化的本质。 2．知道体系、环境概念，认识内能，学会使用焓变表示反应热，会用键能计算焓变。 3．理解中和反应反应热的测定原理和方法，会分析产生误差的原因。 重点：l．从宏观和微观角度认识反应热。 2．中和反应反应热的测定，产生误差的原因。 难点：中和反应反应热测定的误差分析。 知识01 反应热及其测定 1. 体系与环境 以盐酸与NaOH溶液的反应为例 体系 体系是与周围其他部分区分开来的根据需要所研究的对象。 环境 环境是与体系相互影响的其他部分。 关联 体系与环境之间存在物质交换或能量交换。 2.反应热 (1)含义：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。 (2)符号：ΔH (3)单位：kJ·mol－1或kJ/mol (4)测定方法：利用量热计直接测定 热量：指因温度不同而在体系与环境之间交换或传递的能量。 3.中和热概念及其数值 (1)概念：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1 mol H2O(l)时释放的热量称为中和热 (2)表示方法：H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1 中和反应的实质是H＋和OH－结合生成水，因而理解中和热时要注意以下几点： ①条件：稀溶液，因浓酸溶液或浓碱溶液稀释时会放出热量 ②反应物：酸与碱 (在中学化学中，只讨论强酸和强碱反应的中和热) ③生成物及其物质的量：必须是形成1mol的H2O(l) ④表述：用文字叙述中和热时，不带“－”；用ΔH表示时，带上“－” 如：强酸与强碱反应的中和热为57.3 kJ·mol－1或ΔH＝－57.3 kJ·mol－1 ⑤强酸、强碱发生中和反应时，中和热为一定值，与酸、碱的用量无关，与其中一种过量也无关，但酸和碱放出的热量与其用量有关 ⑥浓的强酸和强碱在发生中和反应的同时还要发生溶解，溶解要放出热量，故放出热量大于57.3kJ ⑦弱酸和弱碱在发生中和反应的同时还要发生电离，电离要吸收热量，故放出热量小于57.3kJ ⑧中和反应的实质是H+和OH－化合反应生成H2O。若反应过程中有其它物质生成(生成不溶物质或难电离的物质等)，这部分热量不包含在中和热内 4.反应热测定 测定原理 环境温度不变时，根据测得的体系的温度变化和有关物质的比热容等来计算反应热。 计算公式：Q＝cmΔt 实验装置 各部分仪器的作用 a．玻璃搅拌器的作用是使反应物混合均匀充分接触。 b．隔热层的作用是减少热量的散失。 c．温度计的作用是测定反应前后反应体系的温度。 实验步骤 ①反应物温度测量(t1) 测量混合前50 mL 0.50 mol·L－1盐酸、50 mL 0.55 mol·L－1氢氧化钠溶液的温度，取两温度平均值，记录为起始温度t1 ②反应后体系温度测量(t2) 将酸碱溶液迅速混合，用玻璃搅拌器轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记录为终止温度t2 ③重复实验操作两次 记录每次的实验数据，取其平均值作为计算依据 说明：❶为了保证盐酸完全被中和，采用稍过量的NaOH溶液；❷测量完盐酸的温度后，温度计应冲洗干净并擦干；❸酸碱溶液一次迅速混合。 实验数据处理 实验次数 反应物的温度/℃ 反应前体系温度 反应后体系温度 温度差 盐酸 NaOH溶液 t1/℃ t2/℃ (t1－t2)/℃ 1 25.0 25.2 25.1 28.5 3.4 2 24.9 25.1 25.0 28.3 3.3 3 25.6 25.4 25.5 29.0 3.5 设溶液的密度均为1 g·cm－3，中和后溶液的比热容c＝4.18 J·g－1·℃－1，则反应放出的热量Q＝cmΔt＝c·[m(盐酸)＋m(NaOH溶液)]·(t2－t1)＝4.18 J·g－1·℃－1×(50 g＋50 g)×℃≈1 421 J≈1.42 kJ。 那么生成1 mol H2O放出的热量为＝＝56.8 kJ。 实验结论 大量实验测得，在25 ℃和101 kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液，发生中和反应生成1 mol H2O时，放出57.3 kJ的热量。 【误差分析】以50mL0.50mol·L－1盐酸与50mL0.55mol·L－1NaOH反应为例 引起误差的实验操作 温度差 |ΔH| 保温措施不好 偏小 偏小 搅拌不充分 偏小 偏小 所用酸、碱浓度过大 偏大 偏大 用同浓度的氨水代替NaOH溶液 偏小 偏小 用同浓度的醋酸代替盐酸 偏小 偏小 (1)酸