1.1 反应热和焓变 课件-2026-2027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“反应热及其测定”核心内容，从化学反应的物质与能量变化特征切入，通过“如何定量描述反应热”的思考问题衔接常见放热吸热反应，搭建从定性到定量的学习支架，引导学生掌握反应热测定及焓变计算。 其亮点是以中和反应实验为载体，通过完整探究（原理、装置、数据处理、误差分析）培养科学探究与实践能力，从宏观物质能量、微观键能双视角解析焓变，体现科学思维的证据推理与模型建构。结合实例辨析（如浓硫酸替代盐酸的影响）强化化学观念，帮助学生形成能量变化规律认知，教师可借结构化内容提升教学效率，学生在探究中深化理解。

第一章 化学反应的热效应 第一节 反应热 第1课时 反应热及其测定 化学反应的特征：有物质变化，还伴随 能量变化 当能量变化以热能的形式表现时： 电能 光能 …… 热能 化学反应 吸热反应 放热反应 吸热反应 放热反应 【思考】如何定量描述化学反应过程中释放或吸收的热量呢？ 定量描述指的是：表示、测定和计算反应热。 常见的放热反应 常见的吸热反应 ①金属与水或酸反应 ②燃烧 ③物质的缓慢氧化 ④酸碱中和反应 ⑤大多数化合反应 ⑥铝热反应 ①大多数分解反应（H2O2分解除外） ②C、H2等高温下作还原剂 的氧化还原反应 ③Ba(OH)2·8H2O＋NH4Cl (固态铵盐与碱的反应) ④NaHCO3与盐酸的反应 常见的放热反应和吸热反应 环节一 从体系、环境的角度认识反应热 (盐酸与NaOH溶液的反应) 体系：被研究的物质系统。如盐酸、 NaOH溶液及发生的反应可以等看作一个体系（又称系统） 环境：与体系相互影响的其他部分称为环境。如盛有溶液的试管和溶液之外的空气等看作环境。 体系和环境之间存在物质交换或能量交换 （一）体系和环境的定义 （二）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。 等温：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。 物质三态变化所吸收/释放的能量是不是反应热？ 不是！ 实验探究——以盐酸和NaOH溶液反应为例 Q：中和反应放出的热量 m：体系即混合溶液总质量 C：体系即混合溶液的比热容 Δt：反应前后体系温度的差值 Q ＝ c · m ·Δt 1.实验原理： 环节二：中和反应反应热的测定 为了计算简便，可近似地认为实验所用酸、碱稀溶液的密度、比热容与水的相同，并忽略量热计的比热容，则只需测前后温度求Δt 测定关键:减少体系与环境的热交换 实验探究——以HCl和NaOH溶液反应为例 2.实验装置： 简易量热计 环节二：中和反应反应热的测定 测定反应前后溶液的温度 使反应充分进行，体系的温度均匀 反应容器 保温作用 保温作用 3.实验步骤： 步骤一：反应物温度的测量t1 环节二：中和反应反应热的测定 ①测酸温：用量筒量取50mL 0.50mol/L HCl， 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 ②测碱温：用另一个量筒量取50mL 0.55mol/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）。 防止残留的酸与碱反应，造成NaOH温度偏高 使碱稍稍过量，保证盐酸被完全中和。有一部分碱可能与空气中二氧化碳反应 同一温度计 碱吸收空气中的二氧化碳，保证盐酸完全反应，使测得的中和热数值会更加准确。 3.实验步骤： 步骤二：反应后体系温度测量t2 环节二：中和反应反应热的测定 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。 减少热量散失 盐酸恰好完全反应 上下轻轻移动，不能用金属棒 步骤三：重复上述步骤两次 减小误差 碱吸收空气中的二氧化碳，保证盐酸完全反应，使测得的中和热数值会更加准确。 4.数据处理： （1）取HCl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 25.0 25.2 25.1 28.5 24.9 25.1 25.0 28.3 25.6 25.4 25.5 29.0 3.4 3.3 3.5 （2）取三次测量所得温度差的平均值作为计算依据。 3.4℃ 环节二：中和反应反应热的测定 t2 - t1若异常要舍去 （四）数据处理 反应中生成水的物质的量： 1. 假设盐酸和氢氧化钠溶液的密度都是1 g·cm-3, 50 mL 0.50 mol/L盐酸的质量 m1=50g，50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液的质量 m2=50g。 2. 反应生成的稀溶液的比热容接近于水的比热容 c = 4.18J/(g·℃) 。 = (50+50)·4.18· 3.4 = 1421.2 J Q = (m1+m2)·c· (t后−t前) 50 mL ×10-3 L/ mL × 0.50 mol/L = 0.025 mol 反应放出的热量与生成物的量成正比，生成1 mol H2O时放出的热量为： 1421.2 J ÷ 0.025 =51832J ≈ 56.8 kJ 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。 弗里茨·哈伯 第一个从空气中制造出氨的科学家，加速了世界农业的发展，因此获得1918年诺贝尔化学奖。 反应热及其测定 你测的数据 56.8 kJ VS 资料上的数据 57.3 kJ 为什么误差这么大？ 中和反应反应热的测定 环节二 反应热及其测定 二、反应热的测定（以中和反应为例） 6、误差分析 实验过程中有哪些因素会造成实验误差？ ①装置本身缺陷： ②实验操作： ③数据处理： 如动作慢，造成热量损失。 保温性能差。 采用近似值计算，酸碱溶液的比热容和密度均大于水。 任务二 反应热及其测定 【思考】在实验过程中为提高实验的准确度的措施有哪些？ 措施 作用 实验药品用量 采用碱稍过量的方法 保证酸、碱完全中和 实验装置、 仪器选择 内筒和外筒上口对齐，内外筒中间有隔热层 可以减少热量损失 实验过程使用同一支温度计进行温度测量 减少仪器本身的误差，使测量的温度更准确 使用玻璃搅拌器 可以减少热量损失 实验操作 用温度计测量完盐酸的温度后，用水将温度计上的酸冲洗干净，擦干再测量碱溶液的温度 测量的初始温度更准确 将溶液迅速倒入内筒后，立即盖上杯盖 减少热量的损失 重复实验2～3次 测量的温度差更准确 任务二 反应热及其测定 二、反应热的测定（以中和反应为例） （1）能否用浓硫酸代替盐酸？对结果会产生什么影响？ 思考与讨论 不能。浓硫酸溶解于水时放热，所测数值会偏大。 （2）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。 （3） 能否将NaOH分多次倒入热量计中？ 不能，操作时动作要快，尽量减少热量的散失。 （4）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。 任务二 反应热及其测定 二、反应热的测定（以中和反应为例） (5)实验中为什么氢氧化钠要稍过量？ 为了保证盐酸完全被中和 (6)能不能是盐酸过量？ 盐酸过量则应以氢氧化钠为标准计算生成的水，由于碱液会吸收空气中的二氧化碳，消耗了一部分氢氧化钠，无法确认氢氧化钠是否完全被盐酸中和。 (7)上述实验能否用NaOH固体代替NaOH溶液？对结果会产生什么影响？ (8)若用0.55 mol·L－1 KOH溶液代替0.55 mol·L－1 NaOH 溶液，对结果会产生影响吗？为什么？ 无影响。因为强酸、强碱的稀溶液反应生成1 mol H2O(l)时放出的热量是相同的，与用KOH溶液还是NaOH 溶液以及酸碱的用量无关。 不能。氢氧化钠固体溶液溶于水要放热，使测得的反应热数值偏大。 任务二 反应热及其测定 三、中和热 1、定义：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1 mol液态水时所释放的热量叫做中和热。 2、怎么理解57.3 kJ·mol－1 浓H2SO4 NaOH HNO3 NaOH H2SO4 HNO3 NH3·H2O Ba(OH)2 CH3COOH NaOH 1 2 3 4 5 (1)必须是稀溶液，浓酸和浓碱溶液稀释会放热 (2)必须是反应生成1mol液态水时放出的热量，不可以生成沉淀 (3)必须是强酸强碱，弱酸弱碱电离吸热 > 57.3 kJ < 57.3 kJ < 57.3 kJ H+(aq) + OH-(aq) = H2O(l) 生成1molH2O放出的热量为定值57.3kJ 1.判断正误 （1）中和热的测定实验中,可分多次把氢氧化钠溶液倒入盛有稀盐酸的小烧杯中(　　) （2）玻璃搅拌器可用铁丝制作的搅拌器代替。(　　) （3）在25 ℃和101 kPa下,1 mol稀硫酸与足量NaOH溶液反应放出57.3 kJ热量。(　　) （4）为减小温度测定时的误差,酸碱混合后立即测定初始温度(t1),当温度达到最大值时, 立即测定终止温度(t2)。(　　) × × × × 2.下列反应中放出57.3 kJ热量的是(　　) A.1 mol稀H2SO4与足量NaOH溶液反应 B.稀盐酸与氨水反应生成1 mol H2O(l) C.浓H2SO4与稀NaOH溶液反应生成1 mol H2O(l) D.稀盐酸与稀氢氧化钡溶液反应生成1 mol H2O(l) D 3、某同学通过实验测出稀盐酸与稀NaOH溶液反应生成1mol水放出的热量为52.3kJ，造成这一结果的原因不可能是的是(　　) 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、分多次将NaOH溶液倒入量热计的内筒中 D、用测量盐酸的温度计直接测定NaOH溶液的温度 B 4、当50 mL 0.50 mol/L盐酸与50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液在图示的装置中进行中和反应。通过测定反应过程中所放出的热量可计算中和热。回答下列问题： （1）从实验装置上看，图中尚缺少的一种玻璃用品是 。 （2）烧杯间填满碎纸条的作用是 。 （3）大烧杯上如不盖硬纸板，求得的中和热数值 （填“偏大”“偏小”“无影响”）。 玻璃搅拌器 减少实验过程中的热量损失 偏小 不相等 相等 因为中和热是指酸跟碱发生中和反应生成1mol H2O所 放出的能量，与酸碱的用量无关 （4）实验中改用60 mL 0.50 mol/L盐酸跟50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液进行反应，与上述实验相比，所放出的热量 （填“相等”或“不相等”），所求中和热 （填“相等”或“不相等”），简述理由 环节三 反应热与焓变 课本p6 3. 焓变 等压条件下的反应热等于反应的焓变，用ΔH表示。 单位： kJ/mol 或 kJ•mol-1 产生 反应热 体系 内能改变 等压 反应热 （焓变） 根据规定，当反应体系放热时其焓减小， ∆H为负值，即∆H ＜0 。当反应体系吸热时其焓增大， ∆H为正值，即∆H ＞ 0 。 环节三 反应热与焓变 课本p6 4. 从宏观视角认识焓变 放热反应 吸热反应 焓(H) 反应物 生成物 反应物 生成物 ∆H ＜0 焓(H) ∆H＝∑H(生成物）－ ∑H(反应物） ∆H ＞0 当堂反馈 ①1mol H2 与 1mol Cl2 反应生成2mol HCl释放出184.6kJ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= 。 ﹣184.6kJ/mol +131.5kJ/mol 环节三 反应热与焓变 课本p7 5. 从微观视角认识焓变 以H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)反应的能量变化为例 吸收 436 kJ + 243 kJ＝679 kJ 释放 431 kJ/mol×2 mol＝862 kJ ∆H＝∑E (反应物断键吸收的能量）－∑E (生成物成键放出的能量） ∆H＝+679-862 = -183kJ/mol 化学键断裂和形成时的能量变化是化学反应能量变化的主要原因。 实验测得该反应 ∆H= − 184.6kJ/mol 环节三 反应热与焓变 课本p7 总结：反应热的计算 一、利用反应物和生成物能量的相对大小 反应物 E1 生成物 E2 ΔH ∆H＝∑H(生成物）－ ∑H(反应物） 二、利用键能 ∆H＝∑E (反应物总键能）－∑E (生成物总键能） ∆H＝E1-E2 放热反应 吸热反应 △H表现形式 物质总能量变化 键能变化 联系 △H＜0或△H为“-” △H＞0或△H为“+” 生成物的总能量＜反应物的总能量 生成物的总能量＞反应物的总能量 生成物总键能＞反应物总键能 生成物总键能＜反应物总键能 键能越大，物质能量越低，越稳定，反之键能越小，物质能量越高，越不稳定 ❅ 吸热反应与放热反应对比 拆开 1 mol HH键、1 mol NH键、1 mol NN键所需能量分别是436 kJ、391 kJ、946 kJ，则1 mol N2(g)转化为NH3(g)时的反应热是多少？ ＝ 946 kJ/mol + 3×436 kJ/mol  6×391 kJ/mol ＝ 92 kJ/mol ∆H(估算) ＝∑E (反应物键能）－∑E (生成物键能） N2(g) + 3H2(g) 2NH3 (g) ∆H＝? ❅ 课堂练习 当堂反馈 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 A $