1.1.1 反应热 焓变 课件 -2024-2025学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1

第一章 化学反应的热效应 第一节 反应热 课时1 反应热 焓变 2025/6/17 2 核心素养 知识技能 掌握反应热、焓变概念，理解中和热的原理和计算方法 过程方法 结合真实情境中的应用实例，多角度理解概念。 学科素养 培养宏观和微观相结合的视角，建立节约资源、保护环境的可持续发展意识。 2025/6/17 3 课堂导入 木炭在空气里燃烧 木炭在氧气里燃烧 木炭在液氧里燃烧 化学反应中的能量变化是以物质变化为基础的，能量变化的多少与参加反应的物质种类和多少密切相关。与研究化学反应中的物质变化一样，研究化学反应中的能量变化同样具有重要意义。 化学反应中为什么会有能量变化？ 如何定量描述化学反应中释放或者吸收的热量呢？ 2025/6/17 4 一、反应热及其测定 (重点) 1. 认识体系与环境 体系(系统) 研究反应热时，需要明确体系和环境 示例：盐酸与NaOH溶液的反应 试管中的盐酸、NaOH溶液及发生的反应等看作一个反应体系 被研究的物质系统 环境 盛溶液的试管和溶液之外的空气等看作环境 因温度不同而在体系与环境之间交换或传递的能量 热量 与体系相互影响的其他部分 2025/6/17 5 一、反应热及其测定 (重点) 1. 认识体系与环境 系统 系统与环境的关系 举例 孤立系统 既无物质交换，又无能量交换 理想模型 开放系统 既有物质交换，又有能量交换 生活物理、活细胞、城市 封闭系统 无物质交换，而有能量交换 大多数化学反应，如在密闭容器中进行的化学反应 通常的化学反应都是在封闭系统发生的。若不声明，高中化学所讨论的系统都是封闭系统。 2025/6/17 6 一、反应热及其测定 (重点) 2. 反应热 在等温条件下①，化学反应体系向环境_________或从环境_________的__________，称为化学反应的热效应，简称反应热。 释放 吸收 热量 等温条件下，指化学反应发生后，使反应后体系的温度恢复到反应前体系的温度，即反应前后体系的温度相等。 如何测定反应放出的热量？ 2025/6/17 7 一、反应热及其测定 (重点) 3. 中和反应反应热的测定 保温杯式量热计 量热器示意图 (1) 认识本实验用到的仪器——量热计 弹式量热计 2025/6/17 8 一、反应热及其测定 (重点) 3. 中和反应反应热的测定 (2) 测定原理 例如，盐酸与NaOH溶液反应的过程中会放出热量，导致体系与环境之间的温度产生差异。 在反应前后，如果环境的温度没有变化，则反应放出的热量就会使体系的温度升高，这时可以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 Q ＝ c · m ·(t2－t1) 反应热的计算公式 2025/6/17 9 一、反应热及其测定 (重点) 3. 中和反应反应热的测定 (3) 实验测量 用量筒量取50 mL 0.50 mol/L盐酸，打开杯盖，倒入量热计的内筒，盖上杯盖，插入温度计，测量并记录盐酸的温度(数据填入下表)。用水把温度计上的酸冲洗干净，擦干备用。 步骤一 用另一个量筒量取50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液①，用温度计测量并记录NaOH溶液的温度(数据填入下表)。 步骤二 测量项目一 反应物的温度 为了保证HCl被完全中和 2025/6/17 10 3. 中和反应反应热的测定 (3) 实验测量 一、反应热及其测定 (重点) 打开杯盖，将量筒中的NaOH溶液迅速倒入量热计的内筒，立即盖上杯盖，插入温度计，用搅拌器匀速搅拌。 密切关注温度变化，将最高温度记为反应后体系的温度(t2)。 步骤三 步骤四 重复上述步骤一至步骤二两次。 目的是减少误差 减小误差，防止热量损失 测量项目二 反应后体系温度 2025/6/17 11 3. 中和反应反应热的测定 (4) 数据处理 一、反应热及其测定 (重点) 取盐酸温度和NaOH溶液温度的平均值记为反应前体系的温度（t1）。计算温度差(t2 - t1)，将数据填入下表。 实验 次数 反应物的温度/℃ 反应前 体系的温度 反应后 体系的温度 温度差 盐酸 NaOH溶液 t1 / ℃ t2/ ℃ (t2 - t1)/ ℃ 1 2 3 2025/6/17 12 3. 中和反应反应热的测定 一、反应热及其测定 (重点) 取三次测量所得温度差的平均值作为计算依据。 根据温度差和比热容等计算反应热。 实验数据处理 为了计算简便，盐酸、氢氧化钠稀溶液的密度近似地认为都是1 g·cm-3，反应后生成的溶液的比热容c＝4.18 J/(g·℃)。 多次计算求平均值以减小误差 (4) 数据处理 2025/6/17 13 3. 中和反应反应热的测定 一、反应热及其测定 (重点) (4) 数据处理 ① 50 mL 0.50 mol/L 盐酸的质量 m1=50 g， 50 mL 0.55 mol/L NaOH 溶液的质量m2=50 g； ②反应后生成的溶液的比热容c=4.18 J/(g℃ ),50 mL 0.50 mol/L盐酸与50mL 0.55mol/L NaOH溶液发生中和反应时放出的热量为：(m1+m2)· c· (t2-t1)= ③生成1 mol H2O时放出的热量为 Q=0.418(t2－t1) kJ ! 做题时最容易忽略的 2025/6/17 14 3. 中和反应反应热的测定 一、反应热及其测定 (重点) 酸碱应使用强酸强碱的稀溶液，且应保证碱溶液过量 使用同一温度计，初始读数稳定再读数，反应结束温度读最高 实验时，可选用不同体积的稀酸稀碱，计算时，取完全反应的数据进行计算 防止热量损失： 两个烧杯口要相平; 在两个烧杯之间填充碎泡沫塑料或碎纸片; 量热计杯盖上的孔不要太大，能正好使温度计和玻璃搅拌器通过即可 用玻璃搅拌器搅拌,而不能用金属棒(丝)搅拌; 数据处理时,相差较大的数据可能是偶然误差引起的,应舍去 (5) 提高反应准确度的措施： 2025/6/17 15 3. 中和反应反应热的测定 一、反应热及其测定 (重点) 强酸与强碱发生中和反应，生成可溶性盐和1mol H2O时放出的热量，称中和热 大量实验测得，25 ℃和101 kPa下，强酸与强碱稀溶液发生中和反应生成可溶性盐和1 mol水时，放出57.3 kJ的热量。 为什么要强酸/强碱？ 弱酸/弱碱电离需吸热 为什么要稀溶液？ 浓溶液混合放热，比如浓硫酸 只生成1 mol H2O 若生成BaSO4等沉淀、放热 2025/6/17 16 课堂练习 1. 假设盐酸和氢氧化钠溶液的密度都是1 g·cm-3,又知中和反应后生成的溶液的比热容c=4.18 J·g-1·℃-1。为了计算中和热,某学生实验记录数据如下: 依据该学生的实验数据计算, 该实验测得的中和热ΔH= (结果保留一位小数)。 实验 序号 起始温度t1/℃ 终止温度t2/℃ t2-t1 盐酸 NaOH溶液 1 20.0 20.1 23.2 23.2-20.05=3.15 2 20.2 20.4 23.4 23.4-20.3=3.1 3 20.3 20.3 24.2 24.2-20.3=3.9 4 20.5 20.6 23.6 23.6-20.55=3.05 2025/6/17 17 课堂练习 2. 某同学通过实验测出稀盐酸与稀NaOH溶液(碱稍微过量)反应的中和热 ΔH=,造成这一结果的原因不可能是(　　) A.实验装置保温、隔热效果差 B.用量筒量取盐酸时仰视读数 C.分多次把NaOH溶液倒入盛有盐酸的小烧杯中 D.用温度计测定盐酸初始温度后,直接测定氢氧化钠溶液的温度 3. 将V1 mL 1.0 mol·L-1HCl溶液和V2 mL未知浓度的NaOH溶液混合均匀后测量并记录溶液温度,实验结果如图所示(实验中始终保持V1+V2=50 mL)。下列叙述正确的是 (　　) A.做该实验时环境温度为22 ℃ B.该实验表明化学能可以转化为热能 C.NaOH溶液的浓度约是1.00 mol·L-1 D.该实验表明有水生成的反应都是放热反应 2025/6/17 18 二、反应热与焓变 ① 所有燃烧反应； ② 大多数化合反应； ③ 酸碱中和反应； ④ 金属与酸或水的置换； ⑤ 物质的缓慢氧化； ⑥ 铝热反应。 (1) 常见的放热反应 燃烧 化合 中和 金属与水 氧化 铝热反应 1. 常见反应的热效应 KMnO4 2025/6/17 19 二、反应热与焓变 (1) 常见的吸热反应 1. 常见反应的热效应 ① 大多数分解反应； ② Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应； (固态铵盐与碱的反应) ③ 高温条件下C、H2、CO作还原剂的反应。 ④NaHCO3与盐酸的反应 不是所有分解反应都是吸热反应。H2O2的分解、KClO3的分解，属于放热反应。 需要加热才能发生的反应不一定是吸热反应，比如铝热反应为放热反应。 （反应的吸放热与是否需要加热无关） 2025/6/17 20 二、反应热与焓变 化学反应为什么会产生反应热？ 体系 内能改变 产生 反应热 2. 内能 内能 (符号为 U)： 体系内物质的各种能量的总和，受温度和物质的聚集状态等影响。能量越低,物质越稳定。 3. 焓 ：是物质所具有的能量， 与内能有关的物理量。单位：kJ·mol－1 影响因素： ①反应物本身的性质 ②物质的状态：g > l> s ③温度：T↑→H↑ ④压强：P↑→H↑ 在科学研究和生产实践中，化学反应通常是在等压条件下进行的。为了描述等压条件下的反应热，科学上引入了一个与内能有关的物理量——焓(符号为 H)。 2025/6/17 21 二、反应热与焓变 4. 焓变 对于一个化学反应，生成物的总焓与反应物的总焓之差称为焓变，符号是△H。 ①数学表达式：△H = H(生成物) - H(反应物)。 ②常用单位：kJ/mol(或kJ·mol-1)。 研究表明，等压条件下进行的化学反应(严格地说，对反应体系做功还有限定，中学阶段一般不考虑)，其反应热等于反应的焓变 2025/6/17 22 二、反应热与焓变 (1) 根据规定，当反应体系放热时其焓减小，ΔH 为负值，即ΔH＜0 放热反应 ∑H (反应物) > ∑H(生成物) 反应物具有的总能量高 生成物具有的总能量低 化学 反应 向环境 释放能量 5. 焓变的计算分析——宏观层次 2025/6/17 23 二、反应热与焓变 (1) 根据规定，当反应体系吸热时其焓增大，ΔH 为正值，即ΔH＞0 吸热反应 ∑H (反应物) < ∑H(生成物) 生成物具有的总能量高 反应物具有的总能量低 化学 反应 从环境 吸收能量 5. 焓变的计算分析——宏观层次 2025/6/17 24 二、反应热与焓变 5. 焓变的计算分析——宏观层次 计算公式：ΔH = 生成物的总焓（能量）－反应物的总焓（能量） ∑H生成物－ ∑H反应物 = ∑E生成物－ ∑E反应物 ΔH = 2025/6/17 25 二、反应热与焓变 5. 焓变的计算分析——微观层次 (1) 化学反应的本质是 。 (2) 断键需要 能量，成键需要 能量。 (3) 键能：断开(形成) 1 mol某键所吸收(放出) 的能量叫键能。单位：kJ/mol。 旧化学键的断裂和新化学键的形成 吸收 放出 例如，H-H键的键能是436.0 kJ/mol，那么断开（形成）1 mol H-H键吸收（放出）的能量为436.0 kJ。 2025/6/17 26 二、反应热与焓变 5. 焓变的计算分析——微观层次 以H2与Cl2反应生成HCl为例，从微观角度来讨论反应热的实质 H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) ∆H＝？ 释放431 kJ/mol×2 mol＝862 kJ ∆H＝−183 kJ/mol 吸收436 kJ + 243 kJ＝679 kJ 2025/6/17 27 二、反应热与焓变 5. 焓变的计算分析——微观层次 以H2与Cl2反应生成HCl为例，从微观角度来讨论反应热的实质 吸收能量679 kJ 释放能量862 kJ 反应热 ∆H＝−183 kJ/mol 计算公式：ΔH = ∑E (反应物键能）－∑E (生成物键能）= Q吸－Q放 2025/6/17 28 二、反应热与焓变 5. 焓变的计算分析——微观层次 化学键断裂和形成时的能量变化是化学反应中能量变化的主要原因。 实验测得与理论分析的数据接近，说明了什么？ ∆H＝−183 kJ/mol 键能估算 实验测得 ∆H＝−184.6 kJ/mol H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) ∆H＝？ 实验测得与理论分析的数据 2025/6/17 29 课堂练习 4. 1mol H2 与 1mol Cl2 反应生成2mol HCl释放出184.6 kJ的热量，则该反应的△H= 。 ②1mol C与 1mol 水蒸气反应生成1mol CO和1mol H2 ，需要吸收131.5kJ的热量，则该反应的△H= 。 5. 反应 A+B= C(ΔH<0)分两步进行：①A+B→ X (ΔH>0) ②X→C (ΔH<0)。 下列图中能正确表示总反应过程中能量变化的是 2025/6/17 30 课堂练习 6. 化学反应A2(g)＋B2(g)=2AB(g)的能量变化如图所示，下列叙述中正确的是A．每生成2个AB分子吸收(a－b)kJ热量 B．该反应热ΔH＝＋(a－b)kJ·mol－1 C．该反应中反应物的总能量高于生成物的总能量 D．断裂1 mol A—A和1 mol B—B键，放出a kJ能量 7. 已知H—H键键能(断裂时吸收或生成时释放的能量)为 436 kJ/mol，H—N键键能为391 kJ/mol,根据：N2(g)+3H2(g) ⇌ 2NH3(g)　ΔH=-92.4 kJ/mol。则N≡N键的键能是 A.431 kJ/mol B.945.6 kJ/mol C.649 kJ/mol D.896 kJ/mol 2025/6/17 31 课堂练习 8. 单斜硫和正交硫是硫的两种同素异形体，下列说法正确的是(　　) A．S(s，单斜)===S(s，正交)　 ΔH3＝－0.33 kJ·mol－1 B．单斜硫比正交硫稳定 C．相同物质的量的正交硫比单斜硫所含有的能量高 D．①式表示断裂1 mol O2 中的共价键所吸收的能量比 形成1 mol SO2中的共价键所放出的能量多297.16 kJ 2025/6/17 32 二、反应热与焓变 6. 反应热的意义 (1) 热能综合利用 (2) 工艺条件优化 (3) 理论分析 ………… 2025/6/17 33 课堂小结 反应物 生成物 化学反应 键断裂 键生成 原子重新组合 吸收能量 放出能量 吸收能量 ＞ 释放能量 吸热反应 吸收能量 ＜ 释放能量 放热反应 ∆H＝∑E生成物－ ∑E反应物 = ∑E (反应物键能)－∑E (生成物键能) eq \f(0.418t2－t1,0.025) kJ $$