第27讲（2）——反应热的测定与计算 课件-2027届高三化学一轮复习

最适合真实课堂教学的课件！ 简洁、启智！ 1.7.2013 ‹#› 第27讲（2）反应热的测定与计算 中和反应反应热的测定 1. 测定原理： （1）用简易 测量稀盐酸与稀NaOH溶液反应前后的温度差Δt。 m酸+m碱 量热计 （2）依据公式Q ＝ 计算出反应放出的热量。 c·m· Δt 反应后生成的溶液的比热容（c＝4.18×10－3 kJ·g－1·℃－1） t终- t始 （3）利用相关数据计算中和热。 上下移动，使反应物混合均匀，充分接触 减少热量的散失 减少热量的散失 【思考】该实验中，能否将玻璃搅拌器换成铁制或者铜制的搅拌器？ 测量反应前后体系温度 反应容器 起保温作用 2.实验装置： 不能。金属搅拌器具有良好的导热性，引起较大的误差。 量热计 中和反应反应热的测定 中和反应反应热的测定 另取一个量筒量取50 mL 0.55mol/L NOH溶液，用温度计测温并记录NOH溶液的温度。用水把温度计冲洗干净，擦干备用。 用 量取50 mL 0.50 mol·L－1盐酸，打开 ，倒入量热计的 ，盖上杯盖，插入 ，测量并记录盐酸的温度。用水把温度计 ，擦干备用。 3.实验步骤： ① 测盐酸溶液初始温度： ② 测氢氧化钠溶液初始温度： （1）反应物温度的测量（t1） 量筒 杯盖 内筒 温度计 冲洗干净 （2）反应后体系温度的测量（t2） 中和反应反应热的测定 3.实验步骤： 打开 ，将量筒中的 NaOH 溶液 倒入量热计的内筒，立即 ，插入温度计，用搅拌器 搅拌。密切关注温度变化，将 温度记为反应后体系的温度（t2） 。 用水把温度计冲洗干净，擦干备用。 杯盖 迅速 盖上杯盖 匀速 最高 （3）重复上述步骤（1）至步骤（2）两次。 求平均温度差(t终－t始)→计算此中和反应反应热，再计算出中和热ΔH。 4.数据处理 　　温度 实验 次数　　 起始温度t1/℃ 最高温度t2/℃ 温度差平均值 (t2－t1)/℃ 盐酸 NaOH 平均值 温差 平均值 1 25.0 25.2 ____ 28.5 ____ ____ 2 24.9 25.1 ____ 28.3 ____ 3 25.6 25.4 ____ 29.0 ____ 25.1 25.0 25.5 3.4 3.3 3.5 3.4 假设反应中所有溶液密度近似为1 g/cm3，中和后溶液的比热容 c＝4.18 J/(g·℃)，该反应放出的热量 Q = kJ。 1.42 56.8 中和反应反应热的测定 生成 1 mol H2O时放出的热量为 kJ。 5.实验分析 中和反应反应热的测定 （1）实验过程中能否更换温度计？ 不能，会存在仪器误差 （2）用温度计测完盐酸温度后能否直接测量稀NaOH溶液温度？ 不能，残留的酸能与碱反应，造成热量损失 （3）等体积的稀盐酸和稀NaOH溶液反应，为什么NaOH的浓度稍大于HCl的浓度？ 碱过量，保证酸完全反应 （4）若用0.55 mol·L－1 KOH溶液代替NaOH溶液进行实验，对实验结果的测定有无影响？ 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 溶液无关。 （5）酸、碱混合时，为何要把量筒中的NaOH溶液迅速倒入小烧杯而不能缓缓倒入？ 减少热量损失 5.实验分析 中和反应反应热的测定 （6）用浓硫酸代替盐酸进行实验，反应热数值如何变化？ 用醋酸代替盐酸进行实验，反应热数值如何变化？ 用稀硫酸和稀Ba(OH)2溶液进行实验，反应热数值如何变化？ 浓硫酸稀释放热，数值偏大（ΔH偏小） 醋酸电离吸热，数值偏小（ΔH偏大） 生成BaSO4沉淀，会多放出部分热量，数值偏大（ΔH偏小） 5.实验分析 中和反应反应热的测定 【测1】取50 mL 0.50 mol/L的 NaOH溶液和30 mL 0.50 mol/L的硫酸溶液进行实验,实验数据如下表。 温度 实验次数　 起始温度t1/℃ 终止温度t2/℃ 温度差 [ (t2-t1)/℃ H2SO4 NaOH 平均值 1 26.2 26.0 26.1 30.1   2 27.0 27.4 27.2 31.1   3 25.9 25.9 25.9 31.8   4 26.4 26.2 26.3 30.4   ②近似认为0.50 mol·L-1 NaOH溶液和0.50 mol·L-1硫酸溶液的密度都是1 g·cm-3，中和后生成溶液的比热容c=4.18 J·(g·℃)-1。则中和热ΔH=　　 　(取小数点后一位)。  4.0 3.9 5.9 4.1 -53.5 kJ/mol ΔH=- 80×0.00418(t2—t1)KJ 0.025mol = -53.5KJ/mol ①请填写下表中的空白。 中和反应反应热的测定 【测2】(2025高三·全国·月考)在测定中和反应反应热的实验中，下列说法正确的是（ ） A.使用玻璃搅拌器是为了加快反应速率，减小实验误差 B.为了准确测定反应混合溶液的温度，实验中温度计水银球应与小烧杯底部接触 C.用溶液分别与的盐酸、醋酸溶液反应，若所取的溶液体积都相等，则测得的中和反应反应热数值相同 D. 用量取完稀盐酸的量筒直接量取氢氧化钠溶液， ΔH＞-57.3kJ·mol−1 AD 盖斯定律 1. 盖斯定律的内容： 不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是 。 盖斯定律 相同的 化学反应的反应热只与反应体系的 有关，而与 无关。 始态和终态 反应的途径 ΔH=ΔH1+ΔH2=ΔH3+ΔH4+ΔH5 【例】如右图所示，ΔH与ΔH1、ΔH2 、ΔH3 、ΔH4 、ΔH5之间的关系是 。 C 始态(A) ΔH ΔH1 ΔH2 终态(B) D E ΔH3 ΔH4 ΔH5 2. 理解盖斯定律： （1）若两个反应互为逆反应，这两个反应的反应热是什么关系？ 数值相等，符号相反。 3. 盖斯定律的意义： 计算某些反应的反应热。 盖斯定律 间接 4. 盖斯定律的运算规则 【例】已知aA(g)===B(g)　ΔH1 ；B(g)===aA(g)　ΔH2 则ΔH1 与ΔH2的关系是 。 ΔH1= -ΔH2 （2）若两个反应的反应物、生成物完全相同（状态也相同），一个化学反应的化学计量数是另一个反应化学计量数的n倍，则此反应的反应热是另一个反应的 。 n倍 【例】已知aA(g)===B(g)　ΔH1 ； A(g)=== B(g) 　ΔH2 则ΔH1 与ΔH2的关系是 。 a 1 ΔH1= aΔH2 盖斯定律 C A ΔH ΔH1 ΔH2 B 【练】如右图所示，ΔH= 。 盖斯定律 4. 盖斯定律的运算规则 －(ΔH1＋ΔH2) （3）若一个化学方程式可由n个化学方程式相加（减）而得到，则此化学反应的反应热即为这n个化学反应 。 反应热的代数和 【例】已知：C(s)+O2(g)===CO(g)　ΔH1=－110.5 kJ·mol－1， CO(g)+O2(g)===CO2(g) ΔH2=－283 kJ·mol－1 ， 则：C(s)+O2(g)===CO2(g)　ΔH3= kJ·mol－1。 －393.5 【例】已知：C(s)+O2(g)===CO2(g)　ΔH1=－393.5 kJ·mol－1， C(s)+O2(g)===CO(g)　ΔH2=－110.5 kJ·mol－1， 则：CO(g)+O2(g)===CO2(g) ΔH3= kJ·mol－1 －283 盖斯定律 盖斯定律 4. 盖斯定律的运算规则 运用盖斯定律的技巧——“两调一加” 一调： 二调： 根据目标热化学方程式，调整已知热化学方程式中反应物和生成物的左、右位置，同时调整相应ΔH的符号 调整中间物质的化学计量数，同时调整ΔH的数值 将调整好的热化学方程式相加，ΔH相加 【注意】运用盖斯定律的三个注意事项 ①热化学方程式乘以某一个数时，反应热的数值必须也乘上该数 ②将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“-”随之改变，但数值不变。 一加： 【例1】[2023·山东，20(1)]一定条件下，水气变换反应 CO+H2O　　CO2+H2的中间产物是HCOOH。为探究该反应过程，研究HCOOH水溶液在密封石英管中的分解反应： Ⅰ. HCOOH　　CO+H2O(快) Ⅱ. HCOOH　　CO2+H2(慢) 该条件下水气变换反应的焓变ΔH=　　　　 　(用含ΔH1、ΔH2的代数式表示)。 ΔH2－ΔH1 盖斯定律 ΔH1 ΔH2 【例2】[2023·全国乙卷，28(2)改编]硫酸亚铁在工农业生产中有许多用途，如可用作农药防治小麦黑穗病，制造磁性氧化铁、铁催化剂等。 已知下列热化学方程式： ① FeSO4·7H2O(s)===FeSO4(s)+7H2O(g)　ΔH1=a kJ·mol－1 ② FeSO4·4H2O(s)===FeSO4(s)+4H2O(g)　ΔH2=b kJ·mol－1 ③ FeSO4·H2O(s)===FeSO4(s)+H2O(g)　ΔH3=c kJ·mol－1 则FeSO4·7H2O(s)+FeSO4·H2O(s)===2(FeSO4·4H2O)(s)的ΔH= __________kJ·mol－1。 (a+c－2b) 盖斯定律 【例3】[2023·湖南，16(1)]已知下列反应的热化学方程式： ①C6H5C2H5(g)+O2(g)===8CO2(g)+5H2O(g)　ΔH1=－4 386.9 kJ·mol－1 ②C6H5CH==CH2(g)+10O2(g)===8CO2(g)+4H2O(g)　ΔH2=－4 263.1 kJ·mol－1 ③H2(g)+O2(g)===H2O(g)　ΔH3=－241.8 kJ·mol－1 计算反应④C6H5C2H5(g) C6H5CH==CH2(g)+H2(g) 的ΔH4=　 　kJ·mol－1。 +118 盖斯定律 根据盖斯定律，将①－②－③可得C6H5C2H5(g)　　C6H5CH==CH2(g)+ H2(g)　ΔH4=－4 386.9 kJ·mol－1－(－4 263.1 kJ·mol－1)－(－241.8 kJ·mol－1) =+118 kJ·mol－1。 依据循环转化图计算反应热 【例1】C(s)与O2(g)生成CO2(g)的反应可以一步完成，也可以分两步完成，各步反应之间的关系如图所示，下列说法不正确的是（ ） A. CO的燃烧热 ΔH=－283.0 kJ·mol－1 B. C(s)+O2(g)===CO(g)　 ΔH=－110.5 kJ·mol－1 C. 1 mol金刚石与石墨完全 燃烧放出的热量均为393.5 kJ D.根据题图推出 C(s)+CO2(g)===2CO(g)　 ΔH=+172.5 kJ·mol－1 C 由盖斯定律可知，C(s)+O2(g)===CO(g)　ΔH=(－393.5 kJ·mol－1)－(－283.0 kJ· mol－1)= －110.5 kJ·mol－1，故B正确； 金刚石与石墨的能量不同，所以1 mol 金刚石与石墨完全燃烧放出的热量不可能均为393.5 kJ，故C错误； 由图可知，C(s)+O2(g)===CO2(g)　ΔH2=－393.5 kJ·mol－1①，C(s)+O2(g) ===CO(g)　ΔH=－110.5 kJ·mol－1②，由盖斯定律②×2－①可得C(s)+ CO2(g)===2CO(g)　ΔH=(－110.5 kJ·mol－1)×2－(－393.5 kJ·mol－1)= +172.5 kJ·mol－1，故D正确。 已知氢气的燃烧热ΔH=－286 kJ·mol－1，则ΔH3为 kJ·mol－1。 ①SO2(g)+I2(g)+2H2O(l)===H2SO4(aq)+2HI(g)　ΔH1=－213 kJ·mol－1； ②H2SO4(aq)===SO2(g)+O2(g)+H2O(l) ΔH2=+327 kJ·mol－1；由盖斯定律可知，①+②得④I2(g)+H2O(l)===2HI(g)+O2(g)　ΔH=+114 kJ·mol－1 ；氢气的燃烧热ΔH=－286 kJ·mol－1，则⑤H2(g)+O2(g)===H2O(l)　ΔH=－286 kJ·mol－1；由盖斯定律可知，－④－⑤得：③2HI(g)===I2(g)+H2(g)　ΔH3=－(+114 kJ· mol－1)－(－286 kJ·mol－1)=+172 kJ·mol－1。 +172 ①SO2(g)+I2(g)+2H2O(l)===H2SO4(aq)+2HI(g)　ΔH1=－213 kJ·mol－1 ②H2SO4(aq)===SO2(g)+O2(g)+H2O(l) ΔH2=+327 kJ·mol－1 H2(g)+O2(g)===H2O(l)　ΔH=－286 kJ·mol－1 ③2HI(g)===I2(g)+H2(g)　 ΔH3 反应热的比较 1. 直接比较法 多 多 反应热的比较 （1）同种物质完全燃烧生成相同的产物，可燃物的量越大，燃烧放出的热量越 。（反应物、生成物状态都相同） （2）等量的可燃物完全燃烧比不完全燃烧所放出的热量 。（反应物相同） 【例】①C(s)+O2(g) = CO2(g) H1 ； ②C(s)+1/2O2(g) = CO(g) H2 。 比较大小：H1 H2 < 多 （3）生成等量的水时，强酸和强碱的稀溶液反应比弱酸和强碱或弱碱和强酸或弱酸和弱碱的稀溶液反应放出的热量____。 1. 直接比较法 反应热的比较 【例】下列反应都生成1 mol 液态H2O，反应放出的热量由大到小顺序为 ： ①稀硫酸和稀氢氧化钡溶液； ②稀盐酸和稀氢氧化钠溶液； ③稀醋酸和稀氢氧化钠溶液反应； ①> ②> ③ （4）对于可逆反应，因反应不能进行完全，实际反应过程中放出或吸收的热量要 相应热化学方程式中的反应热数值。 < 【例】2SO2 (g)＋O2 (g)⇌2SO3 (g) ΔH= −197kJ⋅mol−1。 “ΔH= −197kJ⋅mol−1”的含义是什么？ 小于 1. 直接比较法 反应热的比较 含义：2molSO2 (g)和1molO2 (g)完全反应生成2molSO3 (g)时，放出为197kJ的热量。 【测】向密闭容器中通入2molSO2 (g)和1molO2 (g)，反应达到平衡后，放出的热量 （填“>”、“<”或“=”）197kJ。 2.盖斯定律比较法 反应热的比较 （1）同一反应中生成物状态不同，反应热的比较。 【例】① 2H2(g)+O2(g) = 2H2O(l) H1 ； ② 2H2(g)+O2(g) = 2H2O(g) H2 。 比较大小：H1 H2 因为液态水变为气态水时还要吸收热量，所以反应①放出的热量大于反应②放出的热量，所以H1 < H2 。 < 特别提醒： 热量大小的比较是比较数值的大小； H大小的比较时要带正、负号进行比较。 2.盖斯定律比较法 反应热的比较 （2）同一反应中反应物的状态不同，反应热的比较。 【例】①S(g)+O2(g) = SO2(g) H1 ； ②S(s)+O2(g) = SO2(g) H2 。 比较大小：H1 H2 物质本身的内能：S(g) S(s)，所以反应放出的热量反应① ②， H1 H2 。 > > < < 因为固态S变为气态S时还要吸收热量，所以反应②放出的热量小于反应①放出的热量，所以H1 < H2 。 S(g)+O2(g) 能量 H1 S(s)+O2(g) H2 SO2(g) 反应过程 已知铝热反应为 ，故ΔH<0， 【例】① 2Al(s)＋3/2O2(g)=Al2O3(s)　ΔH1 ② 2Fe(s)＋3/2O2(g)=Fe2O3(s)　ΔH2 比较大小：H1 H2 由①－②可得2Al(s)＋Fe2O3(s)=2Fe(s)＋Al2O3(s)　ΔH＝ΔH1－ΔH2， 放热反应 ΔH1<ΔH2。 2.盖斯定律比较法 反应热的比较 （2）根据特殊反应的焓变情况比较反应焓变的大小 < 【测1】室温下，将1 mol的CuSO4·5H2O(s)溶于水会使溶液温度降低，热效应为ΔH1，将1 mol的CuSO4(s)溶于水会使溶液温度升高，热效应为ΔH2；CuSO4·5H2O受热分解的化学方程式为CuSO4·5H2O(s)=CuSO4(s)＋5H2O(l)，热效应为ΔH3。下列判断正确的是（ ） A.ΔH2＞ΔH3 B.ΔH1＜ΔH3 C.ΔH1＋ΔH3＝ΔH2 D.ΔH1＋ΔH2＞ΔH3 B 胆矾溶于水时是吸热过程 ③CuSO4•5H2O(s) = CuSO4(s)+5H2O(l) ΔH3 ②CuSO4(s)= Cu2+(aq)+SO42-(aq) ΔH2＜0 ①CuSO4·5H2O(s)=Cu2＋(aq)＋SO42-(aq)＋5H2O(l)　ΔH1＞0 ΔH3＝ΔH1－ΔH2 CuSO4(s)溶于水是放热过程 ①-②=③ ΔH3 ＞0 【测2】对于反应a：C2H4(g) C2H2(g)＋H2(g)， 反应b：2CH4(g) C2H4(g)＋2H2(g)，升高温度时平衡都向右移动。 ①C(s)＋2H2(g)=CH4(g)　ΔH1； ②2C(s)＋H2(g)=C2H2(g) ΔH2； ③2C(s)＋2H2(g)=C2H4(g)　ΔH3。 则①②③中ΔH1、ΔH2、ΔH3的大小顺序排列正确的是（ ） A. ΔH1>ΔH2>ΔH3 B. ΔH2>ΔH3>2ΔH1 C. ΔH2>2ΔH1>ΔH3 D. ΔH3>ΔH2>ΔH1 B 对于反应a、b，ΔHa>0、ΔHb>0。 反应a＝反应②－反应③，ΔHa＝ΔH2－ΔH3>0 → ΔH2>ΔH3 反应b＝反应③－2×反应①，故ΔHb＝ΔH3－2ΔH1>0 → ΔH3>2ΔH1 中和热 稀溶液中，强酸与强碱发生中和反应生成1mol液态H2O时放出的热量。 ⑤若反应过程中有其他物质生成(沉淀、难电离物质等)，这部分反应热不属于中和热。{如硫酸与氢氧化钡的反应} ③特别地,强酸、强碱的稀溶液:H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l) ①必须是稀溶液,如浓硫酸稀释或NaOH固体溶解时放热； ②以生成1mol H2O(l)为标准 1.定义： ④中和热不包括物质溶解、电离、水合等过程的热效应 2.表示方法： H+(aq)+OH－(aq)=H2O(l) ΔH=－57.3 kJ/mol 3.单位： kJ/mol 【注意】 1. 所谓“稀溶液”一般指： 酸中c(H+)≤ 1mol/L ， 碱溶液中c (OH－)≤ 1mol/L。 2.无论哪种强酸和强碱反应，中和热是固定值（即ΔH=－57.3 kJ/mol ） 【测】已知强酸与强碱的稀溶液发生中和反应的热化学方程式为 H＋(aq)＋OH－(aq)=H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1。向1 L 0.1 mol·L－1的NaOH溶液中加入下列物质：①稀醋酸；②浓硫酸；③稀硝酸，恰好完全反应。则其焓变ΔH1、ΔH2、ΔH3的关系是(　　) A. ΔH1>ΔH2>ΔH3 B. ΔH1<ΔH3<ΔH2 C. ΔH1＝ΔH3>ΔH2 D. ΔH1>ΔH3>ΔH2 D 中和热 $