1.1.1 反应热与焓变 课件 -2025-2026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 第1课时　反应热与焓变 01 了解反应热的定义，知道化学反应、热效应与反应焓变之间的关系。 02 通过微观探析，认识宏观意义上的反应热与化学键的关系，以及反应热与反应物、生成物总能量的关系。 03 通过实验探究，学会测定中和反应的反应热，初步学会测定化学反应反应热的实验方法，会分析测定反应热时误差产生的原因，并能采取适当措施减小实验误差，培养学生的创新意识。 学习目标 2 新课导入 热量的释放或吸收是化学反应中能量变化的常见形式。化学反应过程中释放或吸收的热量在生活、生产和科学研究中具有广泛的应用。 煤的燃烧 石油的燃烧 其他物质的燃烧 天然气的燃烧 3 据反应物及生成物的总能量的大小（宏观） 环节一：旧知回顾 1.化学反应与热能（吸热反应与放热反应） 反应物总能量>生成物总能量 放热反应： 吸热反应： 反应物总能量<生成物总能量 据断键吸热和成键放热的相对大小（微观） 断键吸收的能量>成键放出的能量 断键吸收的能量<成键放出的能量 放热反应： 吸热反应： 4 环节一：旧知回顾 2.常见的放热、吸热反应 放热反应 所有的燃烧反应 酸碱中和反应 大多数化合反应 活泼金属与水或酸的反应 物质的缓慢氧化 铝热反应 吸热反应 大多数分解反应 铵盐与碱的反应(如Ba(OH)2·8H2O晶体或Ca(OH)2与NH4Cl晶体反应) C与H2O(g)的反应，C与CO2的反应 NaHCO3与盐酸的反应 5 环节二：认识反应热 1.体系与环境 体系：被研究的物质及发生的反应(又称系统) 环境：与体系相互影响的其他部分。如试管、空气等 2.热量： 因温度不同在体系与环境之间交换或传递的能量 化学反应 体系与环境 温度不同 能量交换 或传递 体系 环境 热量 以盐酸与NaOH溶液的反应为例 6 环节二：认识反应热 3.反应热 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。 反应前后体系的温度相等 体系 环境 注：等温条件，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。 如何准确测量一个化学反应释放或吸收的热量? 思考 许多反应热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。通过量热计直接测定 7 环节二：认识反应热 4.中和热的测定-(以盐酸和NaOH溶液反应为例) 测量原理： 用温度计测量反应前后体系的温度变化，根据有关物质的比热容等来计算反应热。 Q：中和反应放出的热量 m：体系的质量 C：体系的比热容 Δt：反应前后体系温度的差值 Q ＝ c · m ·Δt 问题1：在测定中和反应的反应热时，应测量哪些数据？如何根据这些数据计算反应热？ 8 环节二：认识反应热 4.中和热的测定-(以盐酸和NaOH溶液反应为例) 为了保证HCl被完全中和 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 防止残留的酸与碱反应， 导致测量的t2数据不准。 9 环节二：认识反应热 4.中和热的测定-(以盐酸和NaOH溶液反应为例) 目的是减少误差 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 重复上述步骤一至步骤二两次。 步骤四 10 环节二：认识反应热 4.中和热的测定-(以盐酸和NaOH溶液反应为例) 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 25.2 25.5 28.8 2 25.1 25.5 28.7 3 25.0 24.5 26.5 思考 ① 根据原始实验数据补全表格中的空白 ② 根据已知信息和实验数据计算该中和反应的反应热 11 （1）为了保证0.50mol· L－1的盐酸完全被NaOH中和，采用0.55mol·L－1NaOH溶液，使碱稍稍过量，因为过量的碱并不参加中和反应。（酸稍微过量也可以） （2）先后测量酸、碱及混合液的温度时，测定一种溶液后必须用水冲洗干净并用滤纸擦干。温度计的水银球部分要完全浸入溶液中，且要稳定一段时间再记下读数。 （3）实验中所用的盐酸和氢氧化钠溶液配好后要充分冷却至室温，才能使用。 （4）操作时动作要快，尽量减少热量的散失。 （5）实验时亦可选用浓度体积都不相同的酸碱溶液进行中和热的测定，但在计算时，应取二者中量少的一种，因为过量的酸/碱并不参加中和反应。 （6）多次试验求平均值时，若有某一组的实验数据有明显偏差，应直接舍去。 （7）隔热层的作用是保温隔热，减少热量损失。 环节二：认识反应热 12 环节二：认识反应热 归纳总结 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。 强酸与强碱反应的实质是： H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l) 中和热 中和热测定所用的酸、碱必须是强酸强碱的稀溶液 浓硫酸溶于水时放热，使所测反应热的数值偏大； 弱酸、弱碱电离时吸热，使所测反应热的数值偏小。 用浓硫酸代替盐酸对结果会产生什么影响？ 用醋酸代替盐酸对结果会产生什么影响？ 测定中和热的酸与碱需要满足什么要求? 深入思考 13 环节三：焓变 1.化学反应为什么会产生反应热？ 等压 体系 内能改变 产生 反应热 化学反应之所以会产生反应热是因为化学反应前后体系的内能(符号为U)发生了变化。内能是体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强和物质的聚集状态等影响。 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 ) 。 14 环节三：焓变 1.化学反应为什么会产生反应热？ 等压 体系 内能改变 产生 反应热 反应热 (焓变) 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，用符号ΔH表示，单位：kJ/mol 或 kJ·mol－1 15 环节三：焓变 2.反应热产生的原因分析 放热反应 ΔH <0 焓(H) 反应物 生成物 吸热反应 ΔH >0 焓(H) 生成物 反应物 ΔH＝H生成物－H反应物 (1)从反应体系始末状态的能量视角分析 放热：ΔH为“－”，即ΔH < 0； 吸热：ΔH为“＋”，即ΔH > 0。 16 环节三：焓变 2.反应热产生的原因分析 (2)从微观化学反应过程化学键的变化视角分析 如何计算1 mol H2 与 1 mol Cl2生成2 mol HCl的反应热？ ΔH = 反应物的总键能－产物的总键能 = (436+243) kJ·mol -1 － 2×431 kJ·mol -1 = －183 kJ·mol -1 17 环节三：焓变 3.焓变的表示方法 【例1】在25℃和101 kPa下，1 mol H2与1 mol Cl2反应生成2 mol HCl时放出184.6 kJ 的热量，则该反应的反应热为: ΔH= － 184.6 kJ/mol 【例2】在25 ℃和101 kPa下，1 mol C(如无特别说明，C均指石墨)与1 mol H2O(g)反应， 生成1 mol CO和1 mol H2，需要吸收131.5 kJ的热量，则该反应的反应热为: ΔH= + 131.5 kJ/mol 【注意】ΔH右端的 + 或 - 不可省略，单位kJ/mol必须标出。 ΔH不仅应用在化学反应中，还应用于任何有能量变化的过程，如：H2O(l)→H2O(g) ∆H＞0 18 $$