1.1.1反应热与焓变 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、中和热测定及焓变核心知识，从盐酸与NaOH反应实例导入，通过实验探究搭建从宏观温度变化到微观键能分析的学习支架，衔接体系环境概念与焓变计算逻辑。 其亮点是以中和热测定实验为载体，通过温度计冲洗擦干等操作细节、金属搅拌器替代等误差分析，培养科学探究与实践能力。结合宏观焓变公式与微观键能计算实例，渗透科学思维，帮助学生建立能量变化的化学观念，教师可直接用于实验教学与概念讲解，提升教学效率。

第一节 反应热 第1课时 反应热 焓变 第一章　化学反应的热效应 1 一、反应热 1、体系和环境 以盐酸与NaOH溶液之间的反应为例 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 试管、空气等 盐酸、 NaOH溶液、发生的反应 热量交换 2、热量：因温度不同在体系与环境之间交换或传递的能量。 盛溶液的试管、溶液之外的空气 一、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 如何准确测量反应释放或吸收的热量? 量热计 保温杯式量热计 保证环境温度不变，仅仅使体系温度升高。 二、中和热的测定 (以盐酸和NaOH溶液反应为例) 实验探究——中和反应反应热的测定 Q：中和反应放出的热量 m：体系总质量 C：体系的比热容 Δt：反应前后体系温度的差值 Q ＝ c · m ·Δt 测定原理： 实验装置： 简易量热计 迅速混合，充分反应，保持体系的温度均匀。 减少热量散失，降低实验误差。 ? 作用 实验操作： 二、中和热的测定 步骤一： 用量筒量取50 mL 0.50 mol·L－1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。用水把温度计冲洗干净，擦干备用。 步骤二： 步骤三： 用另一个量筒量取50 mL 0.55 mol·L－1 NaOH溶液，用温度计测量并记录其温度。用水把温度计冲洗干净，擦干备用。 打开杯盖，将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。并重复上述实验2次。 洗净擦干后再测定碱的温度，目的：测得的初始温度更准确 使用同一个温度计，目的：减少仪器本身的误差，使测量的温度更准确 目的：减少热量损失 目的：测得的温度差更准确 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。 思考与讨论 活动1：装置中的玻璃搅拌器能否用金属（不与酸、碱反应）搅拌器代替？ 提示：不能。金属搅拌器易导热，造成实验过程中热量损失。 活动2：实验中选用的NaOH溶液的浓度为什么是0.55 mol·L－1，而不是 0.50 mol·L－1？ 提示：碱过量，有利于盐酸快速、完全反应，减少实验过程中的能量损 失，提高测定结果的准确性。 活动3：实验步骤③中能否分次将NaOH溶液倒入小烧杯中？ 提示：实验中为了减少热量的散失，应将NaOH溶液一次性迅速倒入。 数据处理： 二、中和热的测定 （1）取盐酸温度和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℃ 二、中和热的测定 热量的计算公式：Q = cmΔt 比热容 c = 4.18×10-3kJ/(g·℃) 反应混合液的总质量 m=m1+m2=100g Q＝ (m1+m2)·c·(t2-t1)=______________ 生成1mol水时放出的热量为 。 HCl(aq) + NaOH (aq) ＝ H2O(l) + NaCl (aq) Q 0.025mol 0.025mol 0.025mol 0.418(t2-t1) kJ 1mol 0.418(t2-t1)/0.025 kJ 0.418(t2-t1) kJ = 1.4212kJ （3）根据温度差和比热容（c）等计算反应热。 0.418(t2 - t1) 0.025 kJ = 56.8kJ 二、中和热的测定 大量实验测得，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液态H2O时，放出57.3 kJ的热量。 中和热 注意点:同一中和反应的反应热与酸碱用量无关，以生成1mol水为基准 活动4　若将NaOH溶液改为等体积、等浓度的氨水，对所测中和反应反应 热有何影响？原因是什么？ 提示：偏大。NH3·H2O电离吸热，使放出的热量减少，中和反应反应热ΔH 偏大。 中和反应反应热是反应热的一种，不是所有的中和反应放出的热都叫中和热。浓硫酸溶于水时放热，所测反应热的数值偏大 二、中和热的测定 活动5　若用NaOH固体代替NaOH溶液，使测得反应热ΔH 　　（填“偏 大”“偏小”或“无影响”，下同）；若用稀硫酸和稀Ba（OH）2溶液测 定中和反应的反应热，使测得反应热ΔH 　　。 提示：偏小　偏小。NaOH固体溶于水时放热，使测得的反应热ΔH偏小； 若用稀硫酸和稀Ba（OH）2溶液测定中和反应的反应热，生成BaSO4沉淀 时还会多放出一部分热量，使所测反应热ΔH偏小。 活动6　本次实验测得的数据小于57.3 kJ·mol－1，试分析产生误差可能的原因 提示：①量取酸碱溶液时，操作或读数不当，量取体积小于50 mL；②量热计保温效果不好；③溶液混合时速度不够快，或没有及时盖上杯盖；④读取反应后温度时，过早或过晚，不是读取的最高温度。 三、反应热与焓变 火箭推进剂： 液氢和液氧 思考：氢气和氧气反应释放的大量能量从哪里来？ 内能（符号为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 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。 三、反应热与焓变 体系内能改变 产生反应热 与内能有关的物理量 焓（H） 焓变（ΔH） 等压条件下 焓变：在等压条件下进行的化学反应，其反应热等于反应的焓变 符号：ΔH 单位：kJ/mol 或 kJ • mol－1 数学表达式：ΔH＝H生成物－H反应物 反应物内能 > 生成物内能，反应体系的内能(U)减少，会对体系释放能量。 三、反应热与焓变 1、宏观认识反应热 焓(H) 反应物 生成物 ∆H ＜0 反应物 生成物 ∆H＞0 焓(H) ΔH＝H生成物－H反应物 放热反应 ∆H ＜0 ∆H为“-” 吸热反应 ∆H＞0 ∆H为“＋” 焓变与吸放热反应的关系，从反应物与生成物总能量变化（宏观）去探讨焓变 三、反应热与焓变 C (石墨，s) = C (金刚石，s) ΔH = +1.9 kJ/mol， 石墨、金刚石哪个更稳定？ 能量 反应进程 石墨 金刚石 E吸 E放 ∆H>0，吸热反应，石墨键能大，总能量低，石墨更稳定。 能量越低越稳定。键能越大越稳定。 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，所具有的能量越低。 物质的能量、键能与稳定性的关系： 微提醒 三、反应热与焓变 【例1】在25℃和101 kPa下，1 molH2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。 三、反应热与焓变 H（kJ/mol） 反应历程 H2 + Cl2 2H+2Cl 2HCl -183kJ/mol 436 kJ/mol (H2) 243 kJ/mol (Cl2) 2×(-431 kJ) = 862 kJ/mol H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g) ∆H＝？ E吸收=436+243=679 kJ/mol E放出=431×2=862 kJ/mol 反应热 △H=679-862= -183 kJ/mol ΔH＝反应物的总键能(E吸) - 生成物的总键能(E放) 2、微观认识反应热 结论：化学反应中能量变化的主要原因是： 化学键的断裂和形成时的能量变化 思考：H2（g）和Cl2（g）在光照或点燃条件下均可以发生上述反应，△H是否相同？ 答：相同，化学反应的焓变与反应条件无关 小结：计算反应热的方法 (1) ΔH＝H(生成物)－H(反应物) (2) ΔH＝E(反应物的总键能)－E(生成物的总键能) ΔH＝E(反应物断键吸收的的总能量)－E(生成物成键释放的总能量) ΔH＜0 ΔH＞0 ΔH>0为吸热反应，ΔH<0为放热反应 $