第一章化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)（章末復(fù)習(xí)）（課件）高二化學(xué)教學(xué)（人教版2019選擇性必修1）

章末復(fù)習(xí)第一章化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)PART01反應(yīng)熱及其測定環(huán)境∶與體系相互影響的其他部分，如盛有溶液的試管和溶液之外的空氣等看作環(huán)境。體系：在熱學(xué)中，體系是與周圍其他部分區(qū)分開來的根據(jù)需要所研究的對象。如我們可蔣鹽酸、NaOH溶液及發(fā)生的反應(yīng)等看作一個反應(yīng)體系，簡稱體系（又稱系統(tǒng)）體系與環(huán)境之間存在物質(zhì)交換或能量交換

1.認(rèn)識體系和環(huán)境（以HCl溶液和NaOH溶液反應(yīng)為例）有反應(yīng)熱的概念在等溫條件下，化學(xué)反應(yīng)體系向環(huán)境釋放或從環(huán)境吸收的熱量，稱為化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)，簡稱反應(yīng)熱。等溫：指化學(xué)反應(yīng)發(fā)生后,使反應(yīng)后體系的溫度恢復(fù)到反應(yīng)前體系的溫度,即反應(yīng)前后體系的溫度相等。有反應(yīng)熱的概念許多反應(yīng)熱可以通過量熱計直接測定。在反應(yīng)前后,如果環(huán)境的溫度沒有變化,則反應(yīng)放出的熱量就會使體系的溫度升高,這時可以根據(jù)測得的體系的溫度變化和有關(guān)物質(zhì)的比熱容等來計算反應(yīng)熱。Q=mCΔtQ：放出的熱量。m：反應(yīng)混合液的質(zhì)量。C：反應(yīng)混合液的比熱容。Δt：反應(yīng)前后溶液溫度的差值反應(yīng)熱的測定使反應(yīng)物迅速混合，使反應(yīng)充分進(jìn)行，保持體系的溫度均勻。測量反應(yīng)前后體系的溫度反應(yīng)容器減少熱量散失，降低實驗誤差。減少熱量散失，降低實驗誤差。量熱計反應(yīng)熱的測定（1）反應(yīng)物溫度的測量。

①用量筒量取50mL0.50mol/L鹽酸，打開杯蓋，倒入量熱計的內(nèi)筒，蓋上杯蓋，插入溫度計，測量并記錄鹽酸的溫度(數(shù)據(jù)填入下表)。用水把溫度計上的酸沖洗干凈，擦干備用。

②用另一個量筒量取50mL0.55mol/LNaOH溶液，用溫度計測量并記錄NaOH溶液的溫度（數(shù)據(jù)填入下表）。反應(yīng)熱的測定——中和反應(yīng)（2）反應(yīng)后體系溫度的測量。

打開杯蓋，將量筒中的NaOH溶液迅速倒入量熱計的內(nèi)筒，立即蓋上杯蓋，插入溫度計，用攪拌器勻速攪拌。密切關(guān)注溫度變化，將______溫度記為反應(yīng)后體系的溫度（t2）。（3）重復(fù)上述步驟（1）至步驟（2）兩次。最高圖1-3簡易量熱計示意圖反應(yīng)熱的測定——中和反應(yīng)（2）取三次測量所得溫度差的平均值作為計算依據(jù)。（3）根據(jù)溫度差和比熱容等計算反應(yīng)熱。【分析】為了計算簡便，可以近似地認(rèn)為實驗所用酸、堿稀溶液的密度、比熱容與水的相同，并忽略量熱計的比熱容，則:Q=(m1+m2)·c·(t2-t1)*10-3kj①50mL0.50mol/L鹽酸的質(zhì)量m1=

g,50mL0.55mol/LNaOH溶液的質(zhì)量m2=

g。②反應(yīng)后生成的溶液的比熱容c=4.18J/(g·℃)，50mL0.50mol/L鹽酸與50mL0.55mol/LNaOH溶液發(fā)生中和反應(yīng)時放出的熱量為:1.4212kj反應(yīng)熱的測定——中和反應(yīng)（2）取三次測量所得溫度差的平均值作為計算依據(jù)。（3）根據(jù)溫度差和比熱容等計算反應(yīng)熱。③生成1molH2O時放出的熱量為【注意】大量實驗測得，在250C和101kPa下，強(qiáng)酸的稀溶液與強(qiáng)堿的稀溶液發(fā)生中和反應(yīng)生成1molH2O時，放出57.3kJ的熱量。中和熱kJ反應(yīng)熱的測定——中和反應(yīng)PART02反應(yīng)熱與焓變?yōu)榱嗣枋龅葔簵l件下的反應(yīng)熱，科學(xué)上引入了一個與內(nèi)能有關(guān)的物理量影響因素：符號：H單位：kJ·mol－1。反應(yīng)物本身的性質(zhì)物質(zhì)的狀態(tài)：氣態(tài)（g）

>液態(tài)（l）>固態(tài)（s）溫度：T↑→H↑壓強(qiáng)：P↑→H↑能量越低,物質(zhì)越穩(wěn)定焓Δ

H＜0反應(yīng)物反應(yīng)過程焓(H)生成物Δ

H>

0焓(H)反應(yīng)過程生成物反應(yīng)物ΔH＝H生成物－H反應(yīng)物放熱反應(yīng)吸熱反應(yīng)（體系內(nèi)能降低）：?H<0，?H為“－”（體系內(nèi)能升高）：?H>0，?H為“＋”在等壓條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)，其反應(yīng)熱等于反應(yīng)的“焓變”kJ/mol或kJ?mol－1單位：數(shù)學(xué)表達(dá)式：焓變（符號為△H）焓變（符號為△H）宏觀方面微觀角度認(rèn)識反應(yīng)熱的實質(zhì)微觀方面焓變（符號為△H）能量反應(yīng)物生成物能量反應(yīng)物生成物放熱反應(yīng)吸熱反應(yīng)能量守恒角度E反應(yīng)物>E生成物E反應(yīng)物<E生成物宏觀方面反應(yīng)物生成物化學(xué)反應(yīng)鍵斷裂鍵生成原子重新組合吸收能量放出能量吸收能量＞釋放能量吸熱反應(yīng)ΔH>0

化學(xué)反應(yīng)的實質(zhì)：舊的化學(xué)鍵斷裂和新的化學(xué)鍵形成過程。吸收能量＜釋放能量放熱反應(yīng)ΔH<0微觀角度認(rèn)識反應(yīng)熱的實質(zhì)HHClCl

吸收能量436kJ/mol

吸收能量243kJ/molClHClH

釋放能量431kJ/mol

釋放能量431kJ/mol斷鍵后能量升高ClCl+HH+++成鍵后能量降低反應(yīng)熱△H=679-862=-183kJ/mol微觀方面吸熱反應(yīng)放熱反應(yīng)E反應(yīng)物

>E生成物E反應(yīng)物<E生成物?反應(yīng)物<?生成物?反應(yīng)物>?生成物ΔH=E生成物－E反應(yīng)物<0ΔH為“－”ΔH=E生成物－E反應(yīng)物>0ΔH為“＋”ΔH=?反應(yīng)物－?生成物<0ΔH為“－”ΔH=?反應(yīng)物－?生成物

>0ΔH為“＋”ΔH＝生成物總能量－反應(yīng)物總能量ΔH＝反應(yīng)物總鍵能－生成物總鍵能1：已知C（石墨，s）=C（金剛石，s）ΔH

=+1.9kJ/mol判斷石墨、金剛石哪個更穩(wěn)定？金剛石石墨物質(zhì)能量、鍵能與穩(wěn)定性的關(guān)系：1.鍵能越大，破壞該化學(xué)鍵需要的能量越高，該化學(xué)鍵越難斷裂，所以物質(zhì)越穩(wěn)定2.物質(zhì)能量越低，物質(zhì)越穩(wěn)定石墨更穩(wěn)定隨堂演練放熱反應(yīng)吸熱反應(yīng)E反應(yīng)物生成物反應(yīng)物生成物

?H

＜0?H＞0E?H＝

E生總－E反總＜0?H＝

E生總－E反總＞

0體系焓(能量)減小，?H為負(fù)體系焓(能量)增加，?H為正E生總<E反總E生總

>

E反總能量能量PART03熱化學(xué)方程式、燃燒熱【思考】我們已經(jīng)知道了該如何表示化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化，又知道

了如何表示反應(yīng)熱。該怎樣將這兩者同時表示出來呢？下面這個書寫形式能表明什么信息?H2(g)+Cl2(g)======2HCl(g)△H=－184.6

kJ/mol

點燃101kPa物質(zhì)變化能量變化上述方程式就叫熱化學(xué)方程式表示的意義是表明了1mol氣態(tài)H2和1mol氣態(tài)Cl2反應(yīng)生成了2mol氣態(tài)HCl時，放出熱量184.6KJ。（1）概念：表明反應(yīng)所釋放或吸收的熱量的化學(xué)方程式（2）意義：表明了化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化和能量變化。H2(g)+I2(g)======2HI(g)△H=－14.9kJ/mol200℃101kPa物質(zhì)狀態(tài)溫度和壓強(qiáng)能量變化對于25℃(298K)101kPa時進(jìn)行的反應(yīng)可不注明表示:在200℃、101kPa時,1mol氣態(tài)氫氣與1mol氣態(tài)碘蒸氣完全反應(yīng)生成2mol氣態(tài)碘花氫,放出14.9kJ的熱量。

熱化學(xué)方程式的定義能表示實際參加反應(yīng)物質(zhì)的量和反應(yīng)熱的關(guān)系的化學(xué)方程式。H2(g)+I2(g)======2HI(g)△H=－14.9kJ/mol200℃101kPa物質(zhì)狀態(tài)溫度和壓強(qiáng)能量變化表示1mol氣態(tài)H2與1mol氣態(tài)碘完全反應(yīng)，生成2mol氣態(tài)HI時，放出14.9kJ的熱量。熱化學(xué)方程式的定義書寫符合質(zhì)量守恒定律的化學(xué)方程式注明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)1.標(biāo)明各物質(zhì)的聚集狀態(tài)

(s、l、g、aq)2.不需要標(biāo)記“↓”和“↑”，3.不用寫“點燃”“加熱”

等引發(fā)條件H2(g)+O2(g)==H2O(g)△H=－241.8kJ/mol12H2(g)+O2(g)==H2O(l)△H=－285.8kJ/mol12熱化學(xué)方程式的書寫用△H表示化學(xué)反應(yīng)放出或吸收的熱量注明反應(yīng)時的溫度和壓強(qiáng)1.ΔH只放右邊，吸熱用“+”，放熱用“－”，單位是kJ/mol2.ΔH的值與系數(shù)相匹配。3.系數(shù)僅僅表示實際參加反應(yīng)的物質(zhì)的量，不表示分子或原子個數(shù)；故系數(shù)可以是整數(shù)、分?jǐn)?shù)、小數(shù)；個數(shù)；對于25℃，101kPa下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)，可以不注明熱化學(xué)方程式的書寫定義：101kPa時，1mol純物質(zhì)完全燃燒生成指定產(chǎn)物時所放出的熱量，叫做該物質(zhì)的燃燒熱，單位為kJ/mol。碳元素變?yōu)镃O2(g)、氫元素變?yōu)镠2O(l)、硫元素變?yōu)镾O2(g)、氮元素變?yōu)镹2(g)等

。

CO(g)+O2(g)

CO2(g)?H＝?283kJ/mol122CO(g)+O2(g)

2CO2(g)?H＝?566kJ/mol燃燒熱反應(yīng)熱中和熱燃燒熱含義化學(xué)反應(yīng)過程中放出或吸收的熱量在稀溶液中,強(qiáng)酸和強(qiáng)堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1molH2O(l)時所放出的熱量在101kPa時,1mol物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的熱量反應(yīng)特點任何反應(yīng)中和反應(yīng)燃燒反應(yīng)物質(zhì)狀態(tài)物質(zhì)的狀態(tài)要確定稀溶液生成物在常溫下為穩(wěn)定態(tài)方程式配平標(biāo)準(zhǔn)任意物質(zhì)的量以生成1molH2O(l)為標(biāo)準(zhǔn)以燃燒1mol可燃物為標(biāo)準(zhǔn)ΔH符號放熱取負(fù)值、吸熱取正值負(fù)值負(fù)值能量數(shù)值的描述必須指出是放熱還是吸熱或使用正負(fù)值或用ΔH表示直接描述熱量的變化時不必再指明是放出的熱量,可用ΔH表示反應(yīng)熱、中和熱、燃燒熱的異同點PART04蓋斯定律

H2SO4H2SO4·H2OH2SO4·2H2OH2SO4·3H2OG.H.Hess,1802-1850ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3ΔH1ΔH2ΔH3

化學(xué)家蓋斯改進(jìn)了拉瓦錫和拉普拉斯的冰量熱計，從而較為準(zhǔn)確地測量了許多化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)。通過大量實驗，蓋斯發(fā)現(xiàn)：ΔH一個化學(xué)反應(yīng)，不管是一步完成的還是分幾步完成的，其反應(yīng)熱是相同的。即：在一定條件下，化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)體系的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與反應(yīng)進(jìn)行的途徑無關(guān)。蓋斯定律反應(yīng)熱研究簡史h=300m始態(tài)終態(tài)反應(yīng)熱ΔH1ΔH2ΔH2=?ΔH1如圖所示,某人要從山下A點到達(dá)山頂B點,他從A點出發(fā),無論是翻山越嶺攀登而上,還是乘坐纜車直奔山頂,當(dāng)最終到達(dá)B點時,他所處位置的海拔相對于起點A來說都高了300m。即此人勢能的變化只與起點A和終點B的海拔差有關(guān),而與由A點封B點的途徑無關(guān)。經(jīng)過一個循環(huán)，體系仍處于S態(tài)，因為物質(zhì)沒有發(fā)生變化，所以就不能引發(fā)能量變化，即?H1+?H2=0先從始態(tài)S變化到終態(tài)L

體系放出熱量(?H1<0)始態(tài)