1.1.1反应热 焓变 课件 -2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修1

该高中化学课件聚焦反应热、焓变及中和反应热的测定，课堂导入从自然界能量形式切入，回顾放热与吸热反应实例，通过煤燃烧、煅烧石灰石等生活现象提问，引导学生思考如何定量描述反应热，构建“现象-问题-探究”的学习支架。 其亮点在于以实验探究为核心，通过中和热测定实验的详细操作（如量热计使用、温度测量、数据处理）和误差分析，培养科学探究与实践能力。结合微观化学键断裂与形成、宏观能量变化分析焓变本质，体现科学思维。通过当堂检测巩固知识，帮助学生形成化学观念，教师可借助此资料提升教学的系统性和互动性。

第一章 化学反应的热效应 第一节 反应热 第1课时 反应热 焓变 新课导入 自然界的能量存在形式有很多种，势能、生物能、热能、太阳能、风能等。 势能 生物能 热能 太阳能 风能 能量之间可以相互转化 (1)所有燃烧 (2)中和反应 (3)活泼金属与水、酸反应 (4)大多数化合反应 (5)缓慢氧化 (6)铝热反应 放热反应： 吸热反应： (1)大多数分解反应 (2) C与CO2/ H20 (3)铵盐与碱 (4)碳酸氢钠+盐酸 知识回顾：常见的放热反应与吸热反应 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，研究化学反应中的能量变化同样具有重要意义。 木炭在空气里燃烧 木炭在氧气里燃烧 木炭在液氧里燃烧 新课导入 煤燃烧放热 煅烧石灰石吸热 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。 那么，在实际应用中，人们如何定量地描述化学反应过程中释放或吸收的热量呢? 1.以盐酸和氢氧化钠溶液在试管中的反应为例， 分析什么是体系？什么是环境？ 2.反应热的概念是？ 为什么会有反应热？（从宏观角度、微观角度进行分析） 3.内能、焓变、以及反应热之间存在什么关系？ 4.焓变的表示符号、单位以及计算方法是什么？ 5.什么是中和反应热？ 6.中和反应热如何测定？ 思：阅读课本4-7页。 议：讨论下列问题。 展+评：1、体系与环境 以盐酸与NaOH溶液的反应为例 体系与环境之间 环境：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。 体系：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：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）。 存在物质交换和能量交换 一、反应热 盐酸、NaOH溶液及发生的反应 体系/系统 与体系相互影响的其他部分，如：试管和溶液之外的空气等。 环境 1. 认识体系和环境（以HCl溶液和NaOH溶液反应为例） 因温度不同而在体系与环境之间交换或传递的能量 热量 学习任务一 反应热及其测定 2.体系与环境的热量交换——反应热 体系 环境 热量 (1)反应热的定义： 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。反应热即内能发生了改变 等温：指化学反应后体系恢复到反应前体系的温度。即反应前后体系的温度相等。 许多反应热可以通过量热计直接测定 体系内物质的各种能量的总和叫做内能（符号为U） 受 等的影响,为表示等压条件反应热，引入一个与内能有关的物理量 焓 一、反应热 2.反应热定义： ____________，化学反应体系向环境释放或吸收的热量。 化学反应的热效应 如何测定反应放出的热量？ 等温条件下 3.反应热的测定方法 1881 年，法国化学家贝特罗，在法兰西学院的实验室里，利用自己发明弹式量热计测出了不同反应的反应热。 保温杯式量热计 发展 学习任务一 反应热及其测定 保温杯式量热计 量热器示意图 (2)测量反应热的仪器——量热计 许多反应热可以通过量热计直接测定 弹式量热计 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。 反应热的计算公式 反应前后，若环境的温度未变化，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。 探·知识奥秘 问2：反应放出的热量Q 温度Δt 如何换算? Q = c m Δt 原理：用温度计测定一定量的盐酸和NaOH溶液在反应前后的温度变化， 根据有关物质的比热容等来计算反应热。 Q：反应热 c：水的比热容 常温下，液态水的比热容为 4.18 J/(g· ℃ ) m ：溶液的总质量 Δt：反应前后体系的温度的变化量 学习任务一 反应热及其测定 使反应物迅速混合，使反应充分进行，保持体系的温度均匀 测量反应前后体系的温度 反应容器 减少热量散失， 降低实验误差 减少热量散失，降低实验误差 说出各组成部分的作用 (2)测量反应热的仪器——量热计 思考：判断下列装置能否用于测定中和反应的反应热？为什么？ 选用该装置进行实验 实验探究： 利用实验手段，定量测定在稀溶液中，强酸与强碱发生中和反应生成1 mol水时所放出的热量。 实验目的 实验原理 通过温度计测量反应前后体系的温度变化，结合反应混合液的质量与比热容，利用热量计算公式求出反应所放出的热量。 核心计算公式 Q = c · m · Δt 问1： 实验操作需注意什么 保证充分反应，尽量减少热量散失！ (1)反应物温度的测量。 ①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)。用水把温度计冲洗干净，擦干备用。 如果不冲洗干净温度计上的酸，残留的酸会和后续测量的NaOH溶液发生中和反应，使测得的NaOH溶液温度偏高，最终导致测得反应前温度偏高。 不能用浓硫酸代替。浓硫酸溶解于水时放热，所测数值会偏大。 (1)反应物温度的测量。 ②用另一个量筒量取50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液，用温度计测量并记录NaOH溶液的温度(数据填入下表)。 为了保证盐酸完全被NaOH中和，使碱稍稍过量，后续计算以少量的物质为标准。 二、中和反应反应热的测定 （2）反应后体系温度的测量 打开杯盖，将量筒中的NaOH溶液迅速倒入量热计的内简中，立即盖上杯盖，插入温度计，用玻璃搅拌器匀速搅拌。密切关注温度变化，将最高温度记为反应后体系的温度（t2）。 （3）重复上述步骤（l）至步骤（2）两次。 一次倒入，操作时动作要快，尽量减少热量的散失 不能用金属质搅拌器。因为金属质搅拌器易导热，造成实验过程中热量损失。 减小实验误差 【实验测量】 学习任务一 反应热及其测定 实验装置与关键步骤 实验装置：简易量热计 • 核心结构：内外双层筒、隔热层、带孔杯盖 • 关键配件：精密温度计、玻璃搅拌器 • 设计目的：减少反应过程中的热量散失 01. 测初始温度 (t₁) 分别准确量取50mL 0.50mol/L HCl和50mL 0.55mol/L NaOH溶液，测量温度并记录，计算平均值。 02. 混合反应 将NaOH溶液迅速倒入盛有HCl的量热计中，立即盖好杯盖，防止热量向环境中大量散失。 03. 测终止温度 (t₂) 用玻璃搅拌器轻轻匀速搅拌，观察温度计示数变化，准确记录混合溶液达到的最高温度。 04. 重复实验 为了减少偶然误差，应重复上述操作步骤2-3次，取温度差(Δt)的平均值进行计算。 1.7.2013 这是我们实验所用的简易量热计，它的设计核心是为了减少热量散失，保证测量的准确性。实验步骤分为四步：首先测量两种溶液的初始温度；然后迅速混合反应；接着记录反应达到的最高温度；为了减小误差，我们需要重复实验多次，取平均值。大家注意，混合要迅速，读数要准确，这些都是实验成功的关键。 ‹#› HCl+NaOH ＝H2O+NaCl 1 1 0.025mol 0.025mol 问1：如何进行数据处理？ Q=cmΔt （1）反应放出的热量 选择稀溶液， 体系的比热容≈水的比热容 ≈ 4.18 J/(g·℃) 忽略容器的比热容 稀溶液的密度≈水的密度 ≈ 1.0 g/mL （2）生成1mol水放出的热量 Q n(H2O) （3）该反应生成1mol水的反应热 ΔH= Q n(H2O) - 展+评：5、中和反应热的测定 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 50 mL 0.50 mol/L 盐酸 50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液 t1/℃ t2/℃ (t2－t1)/℃ 1 20.0 20.2 23.2 2 20.0 20.0 23.4 3 20.1 20.3 23.7 4 20.2 20.4 24.9 20.1 20.0 20.2 3.3 3.4 3.5 Q = mCΔt 20.3 4.6 (1)Δt = 3.4℃ (2)取三次测量所得温度差的平均值作为计算依据。 (3)根据温度差和比热容等计算反应放出的热量。c=4.18 J/(g· ℃ ) （4）生成1mol水放出的热量为 Q=(m1+m2)· c· (t2-t1)=1421.2J Q/0.025=56.85kJ 如果某一次实验的数据与另外几次实验的数据差异明显，怎么办？ 在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成1 mol水时的反应热叫做中和热. 在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成水时的反应热中和反应热 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1 mol水时，放出57.3 kJ的热量。 H++OH- =H2O 二、中和反应反应热的测定 56.8kJ 57.3kJ VS 你测的数据 资料上的数据 实验过程中有哪些因素会造成实验误差？ × 数据 系统误差 温度计：读数、未冲洗 体积：量取、洒落 操作：混合慢 人为误差 ∆T 三个假定： c 、 ρ 仪器：量热计（保温隔热）、 温度计灵敏度 任务四：中和反应的反应热测定误差分析 学习任务一 反应热及其测定 (4)问题与讨论： 上述过程中，提高测定反应热准确度的措施有哪些？ ①反应物：a.准确配制浓度，且NaOH溶液浓度稍大于盐酸； ②操作：a.温度计测定一种溶液后洗净擦干再测别的溶液; b.酸碱混合要迅速，并盖上盖子； ③仪器：a.量热计要保温隔热； b.不能用同一个量筒量取酸碱； c.不能用铜制搅拌器代替玻璃搅拌器; d.用同一根温度计测量温度； ④重复三次，求平均值，减小误差。 特别提醒 Q1: 能否用浓硫酸代替盐酸？对结果会产生什么影响？ 不能，浓硫酸溶解于水时放热，所测数值会偏大 Q2: 实验中是否可以更换温度计？ 不能，更换温度计将产生仪器误差。 Q3: 能否测完酸后直接测量碱的温度？那如何操作？ 不能，残留的酸与碱反应，造成酸碱消耗，热量损失。测定一种溶液后必须用水冲洗干净并用滤纸擦干再测别的溶液。 稀醋酸呢？NaOH固体呢？ 特别提醒 不能，操作时动作要快，尽量减少热量的散失。 Q5: 为什么NaOH的浓度稍稍比酸大？ 为了保证盐酸完全被中和。 Q6: 玻璃搅拌棒能否用金属搅拌棒代替？ 不能。原因是金属质搅拌器易导热，造成热量损失。 Q4: 能否将NaOH分多次倒入量热计中？ 思考：以下组合生成1mol水释放的热量是57.3KJ吗？ 在25℃和101kPa下，强酸、强碱稀溶液发生中和反应生成可溶性盐和1mol H2O时，放出57.3kJ热量。 ①稀HNO3溶液 稀 KOH溶液 ②浓H2SO4 溶液 稀 NaOH溶液 ③稀CH3COOH溶液 稀 KOH溶液 ④稀H2SO4 溶液 稀 Ba(OH)2溶液 酸、碱的浓溶液在稀释时会放热 弱酸、弱碱在电离时会吸热 生成沉淀会放热 当堂检测 1. 下列有关中和反应反应热测定实验的说法正确的是( ) A. 温度计能代替玻璃搅拌器，用于搅拌反应物 B. 强酸与强碱反应生成1 mol H2O(l)释放的热量都约为57.3 kJ 测定中和反应反应热实验中，读取混合溶液不再变化的温度为终止温度 某同学通过实验测得盐酸和NaOH溶液反应生成 1mol H2O(l) 放出的热量为52.3 kJ，造成这一结果的原因不可能是所用 酸、碱溶液浓度过大 D 最高温度 学习任务二 中和反应反应热 中和热定义：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(l)的反应热时，放出57.3 kJ的热量。 注意： （1）条件：稀溶液 （2）（强）酸与（强）碱 （3）生成1 mol液态水 （4）离子反应: H+(aq) + OH-(aq) == H2O(l) 中和反应反应热是反应热的一种！！！ 学习任务二 中和反应反应热 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 中和反应反应热：大量实验表明，在25℃和101kPa下，强酸、强碱稀溶液发生中和反应生成可溶性盐和1mol H2O时，放出57.3kJ热量。 ΔH = - 57.3kJ/mol 二、中和反应反应热的测定 中和热 在25℃和101kPa下，_________跟_______的______溶液发生中和反应生成_____________时所释放的热量为 57.3 kJ。 强酸 强碱 稀 1mol水 HCl NaOH HNO3 Ba(OH)2 ✔ ✔ H2SO4 HNO3 NH3·H2O Ba(OH)2 CH3COOH NaOH × × × 课堂练习 1、采用50mL 0.55mol/L NaOH溶液和50mL 0.5mol/L稀盐酸进行中和反应反应热的测定实验，装置如图所示，下列说法错误的是（ ） A．仪器M的名称为玻璃搅拌器 B．碎泡沫塑料能减少热量的散失 C．加入试剂时，应缓慢加入，防止液体飞溅 D．可用50mL 0.25mol/L稀硫酸代替稀盐酸进行实验 C 课堂练习 2．用如图所示的装置进行中和反应反应热的测定。下列说法正 确的是( ) A．如图条件下实验过程中没有热量损失 B．玻璃搅拌器可用铜质材料代替 C．为了使反应均匀进行，药品可以分几次加入 D．分别测量NaOH与醋酸和硫酸中和反应 的反应热，数值不同 D 学习任务三 反应热与焓变 化学反应过程中为什么会产生反应热？ 为什么有的化学反应释放热量，有的化学反应吸收热量？ 分析：因为反应前后体系 的内能(符号为U)发生变化 (1)内能(U)： 体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强、物质的聚集状态等影响。其绝对值无法测量，但可以测得其变化前后的差值。 思考：一般反应都是在敞口容器中进行的，系统的压力等于外界压力，是在等压条件下进行的反应。如何描述等压条件下的反应热？ 1.内能、焓、焓变 科学描述反应热：焓变 (ΔH) 背景 Context 化学反应通常在等压条件下进行，为了准确描述这种条件下的反应热，科学家引入了“焓”的概念。 焓 (H) • 一个与物质内能有关的物理量，也是一个状态函数。 •注：我们无法测量物质焓的绝对值，只关心它的变化量。 焓变 (ΔH) • 定义：生成物的总焓与反应物的总焓之差。 • 定义式：ΔH = H(生成物) - H(反应物) 在等压条件下，化学反应的反应热 (Qp)数值上等于焓变 (ΔH)。 因此，我们通常直接用ΔH (kJ/mol)来表示反应热。 1.7.2013 我们已经知道了反应热，但在化学中，我们更常用一个更专业的术语——焓变，符号是ΔH。焓是一个状态函数，我们不需要知道它的绝对值，只需要关心它的变化量，也就是焓变。焓变的定义是生成物的总焓减去反应物的总焓。一个非常关键的知识点是，在等压条件下，反应热在数值上就等于焓变。所以，以后我们就用ΔH来表示反应热。 ‹#› 三、焓变 与________有关的物理量，描述物质所具有的______ 能量 受温度、压强、物质的聚集状态等影响。 内能 1.焓 1.两者的所表示的定义不同： 焓是热力学中表示物质系统能量的一个状态函数，其计算公式是：焓=系统内能U+（压强p×体积V）而内能的定义是指物质内部所有分子的动能以及位能的总和。 2.两者的包含范围不同： 内能（也叫热力学能）是焓的一部分，焓包括了内能和压能。而焓从某种程度上说，是人为为了简化计算所规定的一个量。 内能和焓的区别 三、焓变 反应热在______________等于焓变，用______表示。 产生 反应热 体系 内能改变 等压 反应热 2. 焓变 等压条件下 ΔH 单位为_______ kJ·mol-1 展+评：3、焓与焓变 ：与内能有关的物理量。表示符号： 研究表明，在 条件下进行的化学反应， 反应热=反应的 ，用符号 表示，它的单位是 。 焓 H 等压 焓变 kJ/mol 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 ①数学表达式： ΔH=H（生成物）－ H（反应物） ②常用单位：kJ/mol（或kJ·mol-1） 三、焓变 当体系吸热时其焓增大， ΔH 为________，即ΔH_______。 当体系放热时其焓减小， ΔH 为________，即ΔH_______。 负值 ＜0 正值 ＞0 计算：ΔH = _______________________ H (生成物)－H (反应物) 学习任务三 反应热与焓变 例题1: 在250C和101 kPa下，1 mol H2与1 mol Cl2反应生成2 molHCl时放出184.6 kJ的热量，则该反应的反应热为: ΔH= － 184.6 kJ/mol 例题2: 在250C和101 kPa下，1 mol C(如无特别说明，C均指石墨)与1mol 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 练习: 请用ΔH 表示出中和反应反应热的准确值？ ΔH = － 57.3 kJ/mol 【注意】ΔH 右端的+或-不可省略， 单位kJ/mol必须标出。 焓变的表示 放热反应， ΔH 为“−” ，ΔH<0 吸热反应， ΔH 为“+” ，ΔH>0 2.反应热的计算 焓变示意图解读 放热反应 (ΔH < 0) • 反应物总焓 (H反应物) 高于生成物总焓 (H生成物)。 • 反应过程中，体系将多余能量以热量形式释放给环境。 • 能量“下坡”，焓变值为负值。 吸热反应 (ΔH > 0) • 反应物总焓 (H反应物) 低于生成物总焓 (H生成物)。 • 反应进行的必要条件：需从环境中吸收能量。 • 能量“上坡”，焓变值为正值。 结论：焓变 ΔH 的正负号，直观且直接地反映了化学反应的能量变化方向与性质。 1.7.2013 这张图非常直观地展示了焓变的意义。对于放热反应，就像从一个高能量的山坡滚到低能量的山谷，多余的能量释放出来，所以ΔH是负的。而吸热反应则像爬山，需要从外界吸收能量才能到达更高的能量状态，所以ΔH是正的。理解这张图，就能掌握焓变与吸放热的关系。 ‹#› 思考：化学反应中发生能量变化的实质（主要原因）是什么? （1）微观：旧化学键断裂吸收的能量与新化学键形成放出的能量不同。 （2）宏观：反应物和生成物本身的总能量不同。 ？ ？ 放热反应 吸热反应 能量 能量 三、焓变 3.反应热的微观实质 化学反应的本质：___________________________________ 旧化学键的断裂 和 新化学键的形成 吸收能量 放出能量 _____了_____ kJ的能量。 释放 183 计算：ΔH = ________________________________ 反应物的总键能(断吸)－生成物的总键能(成放) H2 + Cl2 = 2HCl Q吸收=436+243=679 kJ/mol Q放出=431×2=862 kJ/mol △H=679-862= -183 kJ/mol 展+评：4、焓变的计算 反应物总能量 生成物总能量 能 量 断键吸收的能量 成键释放的总能量 ΔH 焓变与自身能量、化学键的关系：(即焓变如何计算） ΔH＝ ； ΔH＝ ； 生成物总能量－反应物总能量 反应物总键能－生成物总键能 ∆H=(E2-E1) kJ/mol =(a-b) kJ/mol =-c kJ/mol 学习任务三 反应热与焓变 (1)ΔH>0 →吸热反应，ΔH<0 → 放热反应 (2) ΔH＝生成物总能量(H生) －反应物总能量(H反) (3)ΔH＝反应物的总键能(E吸) － 生成物的总键能(E放) 小结：ΔH 的计算 【例题】断开 1 mol H－H键、1 mol N－H键、1 mol N≡N键分别需要的能量是436 kJ、391 kJ、946 kJ，则1 mol N2生成NH3的反应热为 。 －92.0 kJ/mol ∆H＝ E（反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量）- E（生成物分子化学键形成时所释放的总能量） 金刚石 石墨 学习任务三 反应热与焓变 ①键能越大，破坏该化学键需要的能量越高，该化学键越难断裂，所以物质越稳定。 ②物质总能量越低，物质越稳定。 【例题】C(石墨 s) === C(金刚石 s) ΔH = +1.9kJ/mol，石墨、金刚石哪个更稳定？试分析物质稳定性与键能的关系。 ∆H > 0，吸热反应 石墨键能大，总能量低，更稳定。 3.应用：物质稳定性判断 课堂总结 化学反应热效应 表征 反应热 恒压反应热 = 焓变 ΔH 宏观 微观 原因 体系内能的变化 ΔH=H（生成物）－ H（反应物） 放热反应 ΔH <0 吸热反应 ΔH >0 断键吸热，成键放热 物质稳定性判断 键能越大，物质能量越低，分子越稳定 键能越小，物质能量越高，分子越不稳定 ΔH(估算) = ∑E(反应物键能) − ∑E(生成物键能) 关于焓变、内能、反应热的相关注意事项： 1.反应热描述的是一定温度和压强下的化学反应前后的热量变化。 2.催化剂不改变反应的焓变。 3.ΔH的单位中的“ mol-1”不能理解为每摩尔反应物或生成物,应理解为“每摩尔反应”。 4.焓是物质固有的性质之一,不能进行测量,但焓变(即反应热)可以直接测量。 5.反应热“三要素” (1)符号：ΔH (2)单位：kJ/mol (3)正、负号：ΔH<0或 ΔH为“－”为放热反应； ΔH>0或ΔH为“＋”为吸热反应。 6.化学反应中能量变化的“两原因” (1)反应物和生成物本身的总能量不同。 (2)旧化学键断裂吸收的能量与新化学键形成放出的能量不同。 课堂练习 1、下列关于反应热和焓变的说法正确的是（ ） A．放热反应的ΔH＜0，吸热反应的ΔH＞0 B．任何条件下，焓变完全等于反应热 C．体系的焓可以通过实验直接测得 D．生成物的总焓大于反应物的总焓时，ΔH＜0 A 课堂练习 2．工业上由CO2和H2合成气态甲醇的热化学方程式为CO2(g)＋3H2(g)=CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH＜0。已知该反应是放热反应。下列表示合成甲醇的反应的能量变化示意图正确的是（ ） A． B C． D． A 课堂练习 3．某化学反应的能量变化如图所示，下列说法错误的是( ) A．断开化学键需要吸收能量 B．该化学反应放出的热量为E2-E3 C．锌和稀硫酸反应的能量变化趋势与 图示一致 D．该反应过程中反应物的总能量大 于生成物的总能量 B 课堂练习 5.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 B Lavf58.20.100 Bilibili VXCode Swarm Transcoder v0.3.76 $