第一章 化学反应的热效应 单元复习 课件 2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修1

本高中化学课件系统梳理了反应热、焓变、热化学方程式及盖斯定律等核心知识，通过概念对比表格（如反应热、中和热、燃烧热异同）、公式推导（ΔH与能量/键能关系）、实验与计算结合，构建从基础概念到综合应用的逻辑网络。 其亮点在于融合科学思维与科学探究，通过中和热测定实验培养实践能力，盖斯定律加合法训练证据推理，键能、燃烧热等多维度计算满足分层需求，助力学生系统巩固，教师精准把握复习重点。

第一章化学反应的热效应 选择性必修１ 单元复习 思维导图构建 体系与环境之间存在_______交换或_______交换。 一、体系与环境 物质 能量 以盐酸与NaOH溶液的反应为例 在热学中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。如我们可将盐酸、NaOH溶液及发生的反应等看作一个反应体系，简称体系（又称系统）。 与体系相互影响的其他部分，如盛有溶液的试管和溶液之外的空气等看作环境。 热量 化学反应的热效应 (反应热) 反应前后体系的温度相等 体系 环境 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 二、反应热 反应热的测定工具通过　　　　直接测定 量热计 3.中和热的定义 在25℃和101kPa下，　　　　　　　　　　发生中和反应生成　　　 H2O时，　　　　　　的热量。 强酸与强碱的稀溶液 1 mol 放出57.3 kJ ΔH =-57.3 kJ/mol。 中和反应反应热是反应热的一种！！！ 三、内能、焓、焓变 1．内能（符号为U）：体系内物质的各种能量的总和， 受　　　　　、　　　　　和　　　　　　　　等的影响。 温度 压强 物质的聚集状态 2．焓（符号为H）：与内能有关的物理量。 3．焓变：　　　条件下进行的化学反应（严格地说，对反应体系做功有限定，中学阶段一般不考虑），其反应热等于反应的焓变，符号：　　，单位：　　　　　　　 （ 或　　　　　　）。 等压 ΔH kJ / mol kJ·mol-1 等压 体系 内能改变 产生 反应热 反应热 (焓变) 内能、焓、焓三者之间的关系？ 当反应体系放热时其焓减小，ΔH　　　，即ΔH　　　。 当反应体系吸热时其焓增大，ΔH　　　，即ΔH　　　。 负值 ＜0 正值 ＞0 　四、从反应物与生成物总能量相对大小分析焓变 ∆H > 0 ∆H＝ H生成物－ H反应物 单位： kJ/mol 或 kJ•mol-1 ∆H < 0 五、常见的放热反应与吸热反应 放热反应 吸热反应 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反应； ⑤物质的缓慢氧化； ⑥铝热反应。 ①大多数分解反应 ③高温条件下C、H2、CO作还原剂的反应。 ②Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应； 七、从反应物与生成物总键能相对大小分析焓变 4．实例分析 由图可知，1 mol H2与1 mol Cl2反应生成2 mol HCl分子的过程中， 了 kJ的能量。 5．计算公式：ΔH = ___________________________ 释放 183 反应物总键能－生成物总键能 注意：能量越低越稳定， 键能越大越稳定。 c：比热容 m:体系的质量 t1、t2：反应前和反应后体系的温度 Q：放出的热量 Q ＝ c · m ·(t2－t1) ２.反应热的计算公式 中和反应热的测定 1.实验装置 测量反应前后体系的温度 使反应物迅速混合，使反应充分进行，保持体系的温度均匀 起保温作用 八、热化学方程式的概念及意义 1．概念：表明反应所放出或吸收的_______的化学方程式，叫做热化学方程式。 2．意义：2H2(g) + O2(g) === 2H2O(g) ΔH =﹣483.6 kJ/mol表示的意义为？ 热量 2mol氢气与1mol氧气完全反应生成2mol水蒸气，放出483.6 kJ的热量。 九、热化学反应方程式的书写步骤及要求 一写 写出配平的化学方程式 二标 三判 根据吸热或者放热判断ΔH的正负 吸热反应，ΔH的符号为+； 放热反应，ΔH的符号为-。 四算 根据化学计量数计算写出ΔH的值 固体(s) 液体(l) 气体(g) 溶液(aq) 1.物质的聚集状态不同时，它们所具有的内能、焓也均不同。 2.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，也可以是分数) 3.正逆反应的ΔH绝对值相等，符号相反 4.由于ΔH与反应物的物质的量有关，所以热化学方程式中物质的化学计量数必须与 ΔH　相对应。 十、燃烧热 定义 101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量，单位为kJ/mol 注意 碳元素变为CO2(g) 、氢元素变为H2O(l)、 硫元素变为SO2(g)、氮元素变为N2(g)等 14 反应热、中和热、燃烧热的异同点 反应热 中和热 燃烧热 含义 化学反应过程中放出或吸收的热量 在稀溶液中,强酸和强碱发生中和反应而生成1 mol H2O(l)时所放出的热量 在101 kPa时,1 mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量 反应特点 任何反应 中和反应 燃烧反应 物质状态 物质的状态要确定 稀溶液 生成物在常温下为稳定态 方程式配平标准 任意物质的量 以生成1 mol H2O(l)为标准 以燃烧1 mol 可燃物为标准 ΔH符号 放热取负值、吸热取正值 负值 负值 能量数值的描述 必须指出是放热还是吸热或使用正负值或用ΔH表示 直接描述热量的变化时不必再指明是放出的热量,可用ΔH表示 十一、盖斯定律 表示1：一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的. 则有ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3 图示： 16 表示2：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，而与反应进行的途径无关。 海拔100米 海拔100米 (始态) (终态) △H1 △H2 经过一个循环，体系仍处于S态，因为物质没有发生变化，所以就不能引发能量变化，即∆H1+∆H2=0 △H1 +△H2 ＝ 0 推论：同一个热化学反应方程式，正向反应∆H1与逆向反应∆H2大小相等，符号相反，即： ∆H1= –∆H2 始态 终态 图示： 应用盖斯定律可以间接求得不易测定或无法测定的化学反应的反应热。 十二、盖斯定律的意义 1.有些反应速率很慢 2.有些反应不容易直接发生 3.有些反应生成物不纯(伴随副反应) 19 十三、盖斯定律的应用 思路1：虚拟路径法 通过加减乘除的方法得到所求的热化学方程式 思路2：加合法 通过目标和已知方程构建虚拟路径方法得到所求的热化学方程式 加合法具体步骤 一找 二调 三加减 四检查 找出待求解的热化学方程式中各物质出现在已知热化学方程式中的位置，以及要约的中间产物 根据待求解的热化学方程式化学计量数通过乘除来调整已知反应的化学计量数 将调整好的热化学方程式和ΔH进行加减，利用同侧相加、异侧相减的方法削除中间产物 检查得出的热化学方程式是否正确 ①唯一入手（唯一：目标方程式中的物质，在给出的已知方程式中只出现一次） ②热化学方程式同乘以一个数时，反应热数值也必须同乘以该数值； ③同加异减（目标方程式中的物质，与给定方程式中物质若在方程式等号的同侧，则加起来，反之，则减去） 注意事项 十四、根据热化学方程式计算 依据：反应热的绝对值与各物质的物质的量成正比 aA　＋　bB　　=　cC　＋　dD　　ΔH a        　b      　 　c      　d      |ΔH| n(A)　　n(B)　 　 　n(C)　n(D)　  |Q| 则a/n(A)＝b/n(B)＝c/n(C)＝d/n(D)＝|ΔH|/|Q| 十五、根据键能计算反应热 计算依据 △H=反应物的键能总和-生成物的键能总和 ∆H=(E2-E1)kJ/mol =(a-b) kJ/mol =-ckJ/mol 十六、根据总能量计算反应热 计算依据 △H=反应物的总能量总和-生成物的总能量总和 十七、根据物质的燃烧热计算 依据：　　　ΔH： Q放＝n可燃物×|ΔH|。 据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH相加或相减，得到一个新的热化学方程式，同时反应热也作相应的改变。 十八、根据盖斯定律计算 扬帆起航 追梦之旅绘就璀璨星河 $