第1章 化学反应的热效应（复习课件） 化学沪科版2020选择性必修1

第一章 化学反应的热效应 考点串讲 单元复习课件 沪科版2020选择性必修1 中和反应反应热的测定 2 反应热　焓变 1 热化学方程式及反应热的计算 3 燃料的合理利用 4 知识导航 1．了解反应热与焓变的含义，了解化学能与热能的相互转化，等压条件下化学反应的反应热可以用焓变的表示。 3．能说出热化学方程式的含义并能正确书写热化学方程式。 4．正确认识燃烧热的概念，学会利用燃烧热进行相关的计算。 5.理解盖斯定律内容，能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。 6.掌握有关反应热计算的方法和技巧，进一步提高计算能力。 2.了解吸热反应、放热反应、反应热等概念。 3.知道中和反应反应热的测定方法。 明·复习目标 反应热 反应热的计算 反应热　焓变 中和反应反应热的测定 盖斯定律 反应热的计算 热化学方程式 燃烧热 第一章 化学反应的热效应 理·核心要点 反应热　焓变 01 反应热　焓变 考点1 反应热和焓变 (1)反应热：在_________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)焓变:_________条件下的反应热等于反应的焓变，符号为ΔH，单位为kJ·mol-1。 等温条件 (3)焓变和反应热的关系： 等压条件 等压 体系 内能改变 产生 反应热 反应热 (焓变) 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，用符号ΔH表示 汇·考点梳理 考点2 从宏观和微观的角度解释化学反应过程中能量变化的原因 (1)宏观角度： 体系从环境中吸收能量 ∆H > 0 反应物 生成物 吸热反应 焓 (H) ∆H < 0 反应物 生成物 放热反应 焓 (H) 体系向环境释放能量 反应热　焓变 汇·考点梳理 (2)微观角度： 若Q1>Q2，为吸热反应 若Q1<Q2，为放热反应 反应热　焓变 汇·考点梳理 考点3 ΔH的计算方法 (1)根据物质具有的能量计算____________________________ (2)根据键能计算 ΔH=E总(生成物)-E总(反应物) ①ΔH＝生成物的总能量－反应物的总能量 ②ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和 ③ΔH＝表示正反应的活化能－表示逆反应的活化能 能量 生成物 的总能量 反应物 的总能量 a b c a表示正反应的活化能 b表示逆反应的活化能 c表示该反应的│反应热│ 能量 生成物 的总能量 反应物 的总能量 a c b ΔH＝(a－b) kJ/mol ＝－c kJ/mol ΔH＝(a－b) kJ/mol ＝c kJ/mol 反应热　焓变 汇·考点梳理 【典例01】反应A+B→C(ΔH<0)分两步进行：①A+B→X(ΔH>0)，②X→C(ΔH<0)。下列示意图中，能正确表示反应过程中能量变化的是( ) D 析·典型范例 【演练01】下列说法正确的是 (　　) A.反应热是1 mol物质参加反应时的能量变化 B.当反应放热时ΔH>0,反应吸热时ΔH<0 C.任何条件下，化学反应的焓变都等于化学反应的反应热 D.在一定条件下，某一化学反应的热效应取决于反应物和生成物总能量的相对大小 【演练02】化学反应过程可视为旧化学键断裂和新化学键形成的过程，H—H键的键能为436 kJ·mol-1，H—Cl键的键能为431 kJ·mol-1。已知Cl2(g)+H2(g) 2HCl(g)　ΔH=-183 kJ·mol-1，则Cl—Cl键的键能为 (　　) A.243 kJ·mol-1　　　　B.351 kJ·mol-1 C.268 kJ·mol-1　　　　D.862 kJ·mol-1 D A 练·技能实战 【演练03】研究人员研制出一种新型复合光催化剂，利用太阳光在催化剂表面实现高效分解水,主要过程如图所示。下列说法错误的是 (　　) A.过程Ⅰ有H—O键断裂并吸收能量 B.过程Ⅱ有O—O键形成并放出能量 C.整个过程中既有非极性键的断裂，又有非极性键的形成 D.2 mol H2O的总键能小于2 mol H2和1 mol O2的总键能 D 练·技能实战 中和反应反应热的测定 02 1.实验装置 2.计算公式 －c ·m ·(t2－t1) n ΔH ＝ c：水的比热容 m ：溶液的总质量 t1、t2：反应前和反应后体系的温度 常温下，液态水的比热容为 4.18 J/(g· ℃ ) n ：生成液态水的物质的量 中和反应反应热的测定 汇·考点梳理 中和反应反应热的测定 3. 注意事项 (2)减少热量损失： 在量热的过程中，操作时动作要快，尽量减少热量的散失。要一次性、迅速地将NaOH溶液倒进装有盐酸的容器里（注意不要洒到外面），并立即用杯盖盖好，及时观察温度上升情况. (1)要使用同一支温度计： 测量酸碱及混合液的温度时，测定一种溶液温度后温度计必须用水冲洗干净并用滤纸擦干. 汇·考点梳理 中和反应反应热的测定 3. 注意事项 (3)操作规范、读数准确 ①所配溶液的浓度要准确，所用NaOH溶液最好是新配制的，久置的NaOH溶液往往由于吸收空气中的CO2导致浓度不准，影响实验结果。 ③温度计的水银球要完全浸没在溶液中，且不能靠在容器的底部或壁上。测混合液最高温度时，要随时读取温度值，以提高所测温度的精确度。 ②要比较准确地测量出反应中溶液温度的变化，所用的盐酸和氢氧化钠溶液配好后要充分冷却至室温后，才能使用，且中和后的温度一定要记混合溶液的最高温度。 ④量取液体体积时读数要准确。 ⑤要用玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，使酸碱充分反应。 汇·考点梳理 中和反应反应热的测定 大量实验测得，在25 ℃和101 kPa下，_____________与_____________发生中和反应生成___________时，放出______的热量。 4.中和反应反应热 注意 强酸的稀溶液 强碱的稀溶液 1 mol H2O 57.3 kJ (1)中和反应反应热是指在稀溶液中强酸与强碱发生中和反应生成1 mol H2O时的反应热，其数值与反应物的量的多少无关； (2)若用NaOH固体代替NaOH溶液，NaOH固体溶于水时放热，使测得的反应热的数值偏大； (3)若浓硫酸代替盐酸浓硫酸溶于水时放热，使所测反应热的数值偏大； (4)若用稀硫酸和稀Ba(OH)2溶液测定中和反应反应热，生成BaSO4沉淀时还会放出一部分热量，使所测反应热的数值偏大。 汇·考点梳理 中和反应反应热的测定 5.导致测定误差的因素 (1) 量取溶液的体积不准确 (2)温度计读数有误（如未读取混合溶液的最高温度，就记为终止温度） (3)实验过程中有液体溅出 (4)混合酸、碱溶液时，动作缓慢，从而引起实验误差 (5)隔热层隔热效果不好，实验过程中热量损失太大，从而引起误差 (6)测过盐酸的温度计未用水清洗，便立即去测碱的温度，因热量损失而引起误差 (7)溶液浓度不准确 (8)没有进行重复实验 汇·考点梳理 【典例】 50 mL 0.50 mol·L-1盐酸与50 mL 0.55 mol·L-1 NaOH溶液进行中和反应。通过测定反应过程中所放出的热量可计算中和反应反应热。 (2)假设盐酸和氢氧化钠溶液的密度都是1 g·cm-3,又知中和反应后所得溶液的比热容c＝4.18 J·g-1·℃-1。为了计算中和反应反应热，某学生的实验记录数据如下： 实验 序号 反应物的温度/℃ 反应前体系的温度 t1/℃ 反应后体系的温度t2/℃ 盐酸 氢氧化钠溶液 1 20.0 20.1 　　  23.2 2 20.2 20.4 　　  23.4 3 20.3 20.3 　　  24.2 4 20.5 20.6 　　  23.6 20.05 20.3 20.3 20.55 完成表格并依据该学生的实验数据计算，该实验中生成1 mol水时放出的热量为_______kJ(结果保留一位小数)。 51.8 Q＝ kJ≈51.8 kJ。 析·典型范例 【演练1】在测定中和反应反应热时，下列操作或说法错误的是 (　　) A.不可将温度计当搅拌棒使用，也不可靠在容器内壁上 B.搅拌时，玻璃搅拌器应上下移动 C.测量反应混合液的温度时要随时读取温度，记录下最高温度 D.为了使反应完全，必须保证酸和碱恰好完全反应 【演练2】测定酸碱中和反应的反应热，计算时至少需要的数据是 (　　) ①酸溶液的浓度和体积　②碱溶液的浓度和体积　③比热容　 ④反应后溶液的质量(单位：g)　⑤生成水的物质的量　 ⑥反应前后温度变化　⑦操作所需的时间 A.③④⑤⑥　　　B.③④⑤⑦ C.①②③⑥　　　　D.全部 D A 练·技能实战 热化学方程式 03 (1)概念：表明反应所释放或吸收热量的化学方程式。 1.热化学方程式 (2)意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。 (1)写出反应的化学方程式。反应中各物质的化学计量数不表示分子数目，只表示物质的量，可用整数或分数来表示。 2.热化学方程式的书写 热化学方程式 ΔH的单位中“mol-1”的含义 对一个化学反应，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必须与化学方程式一一对应。 汇·考点梳理 (1)概念：表明反应所释放或吸收热量的化学方程式。 1.热化学方程式 (2)意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。 2.热化学方程式的书写 (2)注明各物质的聚集状态。同一物质的聚集状态不同，焓变的数值及符号都可能不同。通常用g、l、s、aq分别表示气体、液体、固体和溶液。 (3)化学式相同的同素异形体或同分异构体除标明状态外还需标明其名称，如金刚石：C(金刚石，s) ，葡萄糖：C6H12O6(葡萄糖，s)。 【同素异形体或同分异构体的化学式虽相同，但结构不同，因此等物质的量时具有的能量也不同】 热化学方程式 汇·考点梳理 (4)标注ΔH和数值。放热反应的ΔH为“-”，吸热反应的ΔH为“+”，标明其数值和单位kJ/mol；若化学计量数改变，其ΔH也要随着发生改变；热化学方程式若改变方向，其ΔH数值不变，但需改变正、负号。 (5)注明反应时的温度和压强。反应的温度和压强不同，其ΔH也不同。对于25 ℃、101 kPa时进行的反应，可以不用注明。 (6)热化学方程式一般不写“点燃”“加热”“高温”等反应条件。由于已经注明了物质的聚集状态，故在热化学方程式中不再用“↑”“↓”来标记气体生成物和难溶生成物。 热化学方程式 (7)可逆反应中的“ΔH”表示的是完全反应时对应的焓变值。若按该反应的化学计量数投料进行反应，由于可逆反应不能进行彻底，那么吸收或放出的热量一定比该值小。 汇·考点梳理 3.热化学方程式的书写与正误判断 放热反应一定为“-”吸热反应一定为“+” 单位一般为“kJ·mol-1”易错写成“kJ”或漏写 物质的聚集状态必须正确，特别是溶液中的反应易写错 反应热的数值必须与热化学方程式的化学计量数相对应。当反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反 如表示燃烧热、中和反应反应热的热化学方程式是否正确 一审“+”“-” 二审单位 三审状态 四审数值对应性 五审是否符合概念 热化学方程式 汇·考点梳理 【典例】实验测得：101 kPa时，1 mol H2完全燃烧生成液态水，放出285.8 kJ的热量；1 mol CH4完全燃烧生成液态水和CO2，放出890.3 kJ的热量。下列热化学方程式的书写正确的是 (　　) ①CH4(g)+2O2(g)＝CO2(g)+2H2O(l)　ΔH=+890.3 kJ·mol-1 ②CH4(g)+2O2(g) ＝CO2(g)+2H2O(l)　ΔH=-890.3 kJ·mol-1 ③CH4(g)+2O2(g)＝CO2(g)+2H2O(g)　ΔH=-890.3 kJ·mol-1 ④2H2(g)+O2(g)＝2H2O(l)　ΔH=-571.6 kJ·mol-1 A.①　　　　B.②④　　C.②　　　　　　D.③④ A 析·典型范例 【演练1】下列说法错误的是 (　　) A.热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个数，只代表物质的量 B.热化学方程式未注明温度和压强时，ΔH表示标准状况下的数据 C.同一化学反应，化学计量数不同，ΔH不同，化学计量数相同而状态不同，ΔH也不相同 D.化学反应过程所吸收或放出的热量与参加反应的物质的物质的量成正比 B 练·技能实战 【演练2】关于热化学方程式S(s)+O2(g)=SO2(g)ΔH=-296 kJ·mol-1，下列分析正确的是 (　　) A.1 mol S(s)与1 mol O2(g)的总能量比1 mol SO2(g)的能量低296 kJ B.1 mol S(g)与1 mol O2(g)反应生成1 mol SO2(g)放出296 kJ的热量 C.反应S(g)+O2(g)=SO2(g)的ΔH小于-296 kJ·mol-1 D.反应物的总键能大于生成物的总键能 C 练·技能实战 燃料的合理利用 04 1.燃烧热 燃烧是放热反应，用文字叙述燃烧热时，用正值；用ΔH表示燃烧热时，要加“-”  (1)可燃物的物质的量必须是1 mol 2.注意事项 (3)可燃物完全燃烧生成的产物必须为稳定的物质，完全燃烧时不同的元素对应的稳定物质：C→CO2(g)/H→H2O(l)/S→SO2(g)/N→N2(g)/Cl → Cl2(g)等。 3.表述方法 如CH4的燃烧热为890 kJ/mol或CH4的燃烧热ΔH＝-890 kJ/mol 100 kPa时，1 mol物质完全燃烧生成稳定产物时所放出的热量，单位为kJ/mol (2)可燃物燃烧的条件为101 kPa下完全燃烧 燃料的合理利用 汇·考点梳理 工业上常把固体燃料粉碎，把液体燃料喷成雾状，以增加燃料跟空气的接触面积，使燃料尽可能充分燃烧。可以通过热量的充分利用来提高燃料的利用率，如改进设备、利用余热、防止热损失等。使用热交换器是充分利用能源的一种方法。 1.燃料的充分利用 2.热值的充分利用 热能充分利用的方法：利用余热（如废热锅炉）、防止热量损失（如挡风罩）、进行热交换（如使用热交换器），等。 燃料的合理利用 汇·考点梳理 【典例】 下列关于燃烧热和中和反应反应热的描述中正确的是 (　　) A.1 mol碳燃烧生成一氧化碳所放出的热量是碳的燃烧热 B.C2H4(g)的燃烧热是a kJ/mol，则C2H4(g)+3O2(g)＝2CO2(g)+2H2O(g) ΔH＝-a kJ/mol C.反应热有正负之分，但燃烧热ΔH全部是负值 D.稀盐酸和稀NaOH溶液反应生成1molH2O时的反应热ΔH＝-57.3 kJ/mol，则稀H2SO4和稀Ba(OH)2溶液反应生成2molH2O时的反应热ΔH＝2×(-57.3) kJ/mol C 析·典型范例 【演练1】常温常压下，3.2 g甲醇完全燃烧生成CO2和液态水时放热72.58 kJ，则表示甲醇燃烧热的热化学方程式为　 (　　) A.CH3OH(l)+32O2(g) ＝ CO2(g)+2H2O(l)　ΔH=+725.8 kJ·mol-1 B.2CH3OH(l)+3O2(g) ＝ 2CO2(g)+4H2O(l)　ΔH=-725.8 kJ·mol-1 C.CH3OH(l)+32O2(g) ＝ CO2(g)+2H2O(l)　ΔH=-725.8 kJ·mol-1 D.2CH3OH(l)+3O2(g) ＝ 2CO2(g)+4H2O(l)　ΔH=-1 451.6 kJ·mol-1 C 练·技能实战 【演练2】汽车发动机工作时，会引发N2和O2反应生成NO，其能量变化如图所示。下列表示图中对应反应的热化学方程式书写正确的是 (　　) A.N2(g)+O2(g) ＝ 2NO(g)　ΔH=+812 kJ·mol-1 B.N2+O2 ＝ 2NO　 ΔH=-812 kJ·mol-1 C.N2(g)+O2(g) ＝ 2NO(g)　ΔH=-180 kJ·mol-1 D.N2(g)+O2(g) ＝ 2NO(g)　ΔH=+180 kJ·mol-1 C 练·技能实战 盖斯定律 05 盖斯定律 1.从反应途径的角度理解盖斯定律 一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。换句话说，在一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。 盖斯定律表明，在一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。 汇·考点梳理 盖斯定律 2.从能量守恒角度理解盖斯定律 路径(Ⅰ)(Ⅱ)(Ⅲ)的反应热是相同的。 汇·考点梳理 盖斯定律 3.应用盖斯定律计算ΔH的方法 虚拟路径法 依据目标方程式中各物质的位置和化学计量数，调整已知方程式，最终加合成目标方程式，ΔH同时作出相应的调整和运算。 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。 则：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3 加合法 汇·考点梳理 盖斯定律 4.利用盖斯定律计算ΔH的四步骤 (1)定：确定待求反应的热化学方程式。 (4)算：ΔH与化学方程式一一对应调整和运算。 (2)找：找出待求热化学方程式中只在已知化学方程式中出现一次的物质。 (3)调：依据该物质调整已知化学方程式的方向(同侧相加，异侧相减)和化学计量数，每个已知化学方程式只能调整一次。 汇·考点梳理 【典例】一个化学反应，不管是一步完成还是分几步完成的,其反应热是相同的，该定律称为盖斯定律。依据图示关系，下列说法不正确的是 (　　) A.石墨燃烧是放热反应 B.1 mol C(石墨)和1 mol CO分别在足量O2中燃烧，全部转化为CO2，后者放热多 C.C(石墨，s)+1/2O2(g)＝CO(g)　ΔH=ΔH1-ΔH2 D.一定条件下，化学反应的ΔH只与反应体系的始态和终态有关，与反应途径无关 B 析·典型范例 【演练1】卤化铵(NH4X)的相关转化如图所示,下列说法正确的是 (　　) A.ΔH1>0，ΔH2<0 B.相同条件下，NH4Cl的ΔH2比NH4I的小 C.ΔH1+ΔH2+ΔH3=ΔH4+ΔH5 D.ΔH1+ΔH2+ΔH3+ΔH4=ΔH5 D 练·技能实战 【演练2】已知热化学方程式: Zn(s)+1/2O2(g) ＝ ZnO(s)　ΔH=-351.5 kJ·mol-1 Hg(l)+1/2O2(g) ＝ HgO(s)　ΔH=-90.84 kJ·mol-1 则Zn(s)+HgO(s) ＝ ZnO(s)+Hg(l)的ΔH为 (　　) A.+260.66 kJ·mol-1　　　　　 B.+442.34 kJ·mol-1 C.-442.34 kJ·mol-1　　　　　 D.-260.66 kJ·mol-1 D 练·技能实战 反应热的计算 06 (2)根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=生成物的总能量-反应物的总能量 (3)根据反应物和生成物的键能计算ΔH=反应物的总键能-生成物的总键能 (4)根据可燃物的燃烧热计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|(燃烧热) (5)根据盖斯定律计算反应热 方法一：虚拟途径法 方法二：加和法 1.反应热的计算 (1)根据热化学方程式计算 根据热化学方程式计算焓变时常用的方法有关系式法、差量法、守恒法、方程组法等，在列比例式时，一定要做到两个量的单位“上下一致，左右相当”。 反应热的计算 汇·考点梳理 2. ΔH的大小比较方法 (1)直接比较法 ①同一放热反应(或吸热反应)，其他条件相同时，参与反应的反应物的物质的量越大，放出(或吸收)的热量越多，ΔH越小(或大) ②吸热反应的ΔH>0，放热反应的ΔH<0；故吸热反应的ΔH比放热反应的ΔH大 ③等量的同种物质在完全燃烧时放出的热量比不完全燃烧时放出的热量多 ④因可逆反应不能进行完全，当按热化学方程式中物质的化学计量数投料时反应放出或吸收的热量小于相应热化学方程式中焓变的绝对值 (2)根据盖斯定律比较 反应热的计算 汇·考点梳理 化学键 H—C C C H—O C—O C—C 键能/ (kJ·mol-1) 413 615 463 351 348 【典例1】工业上，在一定条件下用乙烯水化法制备乙醇,其热化学方程式为CH2=CH2(g)+H2O(g)＝CH3CH2OH(g)　ΔH。已知几种化学键的键能如表所示。 根据键能估算ΔH为 (　　) A.-34 kJ·mol-1　　　　B.+34 kJ·mol-1 C.-66 kJ·mol-1　　　　D.+66 kJ·mol-1 A 析·典型范例 【典例2】已知下列热化学方程式: Ⅰ.C2H5OH(l)+3O2(g) ＝ 2CO2(g)+3H2O(l)　ΔH=a kJ/mol Ⅱ.C2H5OH(g)+3O2(g) ＝ 2CO2(g)+3H2O(l)　ΔH=b kJ/mol Ⅲ.C2H5OH(l)+3O2(g) ＝ 2CO2(g)+3H2O(g)　ΔH=c kJ/mol Ⅳ.C2H5OH(g)+3O2(g) ＝2CO2(g)+3H2O(g)　ΔH=d kJ/mol 则下列关系正确的是 (　　) A.b>a　　B.c>b　　 C.d>c　　D.b>d B 析·典型范例 【演练1】 已知:①S(g)+O2(g) ＝ SO2(g)　ΔH1 ②S(s)+O2(g) ＝ SO2(g)　ΔH2 ③2H2S(g)+O2(g) ＝ 2S(s)+2H2O(l)　ΔH3 ④2H2S(g)+3O2(g) ＝ 2SO2(g)+2H2O(l)　ΔH4 ⑤SO2(g)+2H2S(g) ＝ 3S(s)+2H2O(l)　ΔH5 下列判断不正确的是 (　　) A.ΔH1<ΔH2　　　　 B.ΔH3<ΔH4 C.ΔH5 ＝ ΔH3-ΔH2　　　　 D.2ΔH5 ＝ 3ΔH3-ΔH4 A 练·技能实战 【演练2】工业上，冶炼铁的有关热化学方程式如下: ①C(s)+O2(g) ＝ CO2(g)　ΔH1=a kJ·mol-1; ②CO2(g)+C(s) ＝ 2CO(g)　ΔH2=b kJ·mol-1; ③Fe2O3(g)+3CO(g) ＝ 2Fe(s)+3CO2(g)　ΔH3=c kJ·mol-1; ④2Fe2O3(g)+3C(s) ＝ 4Fe(s)+3CO2(g)　ΔH4=d kJ·mol-1。 上述热化学方程式中，a、b、c、d均不等于0。 下列说法不正确的是 (　　) A.b>a B.d＝3b+2c C.C(s)+1/2O2(g) ＝ CO(g)　ΔH ＝(a+b)/2 kJ·mol-1 D.CO(g)+1/2O2(g) ＝CO2(g)　ΔH<a kJ·mol-1 D 练·技能实战 感谢 您的聆听 THANKS 沪科版2020选择性必修1 $$