高中化學第1章化學反應的熱效應第1節(jié)反應熱第1課時反應熱焓變課件新人教版選修1

第1課時反應熱焓變課前·基礎認知課堂·重難突破素養(yǎng)·目標定位隨堂訓練素養(yǎng)?目標定位目標素養(yǎng)1.能辨識化學反應中的能量轉化形式,能解釋化學反應中能量變化的本質。2.了解反應熱的概念,通過教材中的“中和反應反應熱的測定”實驗,掌握反應熱的測定方法。3.了解反應熱與焓變的關系,能從微觀角度認識化學反應中能量變化的主要原因,能進行ΔH的簡單計算。4.認識熱化學方程式的意義并能用熱化學方程式表示反應中的能量變化,能利用反應焓變合理選擇和利用化學反應。5.理解燃燒熱的定義,掌握表示物質燃燒熱的熱化學方程式的書寫。知識概覽課前·基礎認知一、反應熱與焓變1.體系與環(huán)境。體系——容器內的反應物及發(fā)生的反應等可看作一個反應體系,又稱系統(tǒng)。環(huán)境——與體系相互影響的其他部分。熱量是指因溫度不同而在

體系

與

環(huán)境

之間交換或傳遞的能量。

微解讀

反應體系通常有敞開體系(體系與環(huán)境有物質交換,也有能量交換。如敞口試管中鋅粒與稀硫酸反應)、封閉體系(體系與環(huán)境沒有物質交換,但有能量交換。如恒溫下密閉容器中進行的反應)、孤立體系(體系與環(huán)境既沒有物質交換,也沒有能量交換。如絕熱密閉容器中進行的反應)。2.反應熱。(1)定義:在等溫條件下,化學反應體系向環(huán)境

釋放

或從環(huán)境

吸收

的熱量稱為反應熱。

(2)產生反應熱的原因:化學反應前后體系的

內能

(體系內物質的各種能量的總和)發(fā)生了變化;實質是

化學鍵斷裂和形成時的能量變化

。

(3)測量:許多反應熱可通過

量熱計

直接測定。例如:大量實驗測得,在25℃和101kPa下,強酸和強堿的稀溶液發(fā)生反應生成1molH2O時放出

57.3

kJ的熱量。

3.焓變。(1)焓——與內能有關的物理量,符號:

H

。

(2)焓變——化學反應體系中生成物與反應物的焓值差,符號:

ΔH

,常用單位:

kJ·mol-1

。在等壓條件下進行的化學反應,其反應熱等于

焓變

。

微判斷(1)化學反應的反應熱一定是化學反應的焓變。(

)(2)形成1

mol

H—Cl放出能量,該過程中伴隨的能量變化屬于反應熱。(

)(3)石墨轉變成金剛石吸收能量,該過程中伴隨的能量變化屬于反應熱。(

)(4)水蒸氣變成液態(tài)水放出能量,該過程中伴隨的能量變化屬于反應熱。(

)(5)任何反應的反應熱都可通過實驗直接測定。(

)(6)焓是一個物理量,與內能有關。(

)××√××√二、吸熱反應與放熱反應1.圖示。2.結論。當反應體系放熱時其焓

減小

,ΔH

<

0;當反應體系吸熱時其焓

增大

,ΔH

>

0。

3.常見的放熱反應、吸熱反應。

放熱反應吸熱反應①所有的燃燒反應②大多數化合反應③酸堿中和反應④活潑金屬與水或酸的反應⑤物質的緩慢氧化①大多數分解反應②Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl的反應③C與CO2或H2O(g)的反應④鹽酸與碳酸氫鈉的反應微訓練

1.下列說法正確的是(

)。A.化學反應過程中的能量變化就是熱能的變化B.放熱反應在常溫下一定很容易發(fā)生C.反應是放熱還是吸熱,可根據反應物和生成物所具有的總能量的相對大小判斷D.吸熱反應在常溫下一定不能發(fā)生答案:C解析:A項,化學反應過程中的能量變化除了熱能外,也可以是光能和電能;B項,放熱反應在常溫下不一定容易發(fā)生,如C(s)與O2(g)在點燃條件下才能發(fā)生;D項,吸熱反應在常溫下也能發(fā)生,如Ba(OH)2·8H2O晶體與NH4Cl的反應。2.在一定條件下A與B反應可生成C和D,其能量變化如下圖:若E1>E2,反應體系的總能量

(填“升高”或“降低”),為

(填“吸熱”或“放熱”)反應,其原因是

。解析:對于放熱反應,反應物總能量大于生成物總能量,反應過程中部分熱能釋放到環(huán)境中,使反應體系總能量降低。降低放熱反應物的部分內能通過化學反應轉化為熱能釋放到環(huán)境中課堂·重難突破一、中和反應反應熱的測定重難歸納1.實驗原理。通過一定量的酸、堿溶液在反應前后溫度的變化,計算反應放出的熱量,由此求得中和反應的反應熱。2.實驗裝置。

簡易量熱計示意圖

3.測量步驟。

4.數據處理。其中(m1+m2)表示溶液質量,單位為g,c為比熱容,c=4.18J·(g·℃)-1。

5.注意事項。

項目內容實驗關鍵①迅速反應,防止熱量散失。②在測量反應混合液的溫度時要隨時讀取溫度值,記錄下最高溫度值項目內容注意事項①溫度計不要靠在容器壁上或接觸容器底部。②溫度計測量溶液溫度后,測另一溶液溫度之前要先洗滌。③不可將溫度計當作攪拌器使用;玻璃攪拌器應勻速攪拌。④為保證鹽酸被完全中和,堿的濃度應稍大。⑤要迅速將NaOH溶液一次性全部倒入量熱計中(不要灑到杯外!),并立即蓋上杯蓋1.裝置中的玻璃攪拌器能否用銅制環(huán)形攪拌器代替?為什么?提示:不能。原因是銅制環(huán)形攪拌器易導熱,造成實驗過程中熱量損失。2.教材中在探究“中和反應反應熱的測定”時,若用濃硫酸代替鹽酸,用醋酸代替鹽酸或用氨水代替KOH溶液,對結果分別會產生什么影響?提示:濃硫酸溶解于水時放熱,使所測ΔH偏小,即ΔH<-57.3

kJ·mol-1;弱酸、弱堿電離時要吸熱,使所測ΔH偏大,即ΔH>-57.3

kJ·mol-1。典例剖析某學生為測定中和反應的反應熱,取用50mL0.50mol·L-1的鹽酸和50mL0.55mol·L-1的NaOH溶液(密度都是1g·cm-3)。實驗中測得的數據如下表所示:實驗次數反應物的溫度/℃反應前體系的溫度t1/℃反應后體系的溫度t2/℃溫度差(t2-t1)/℃鹽酸NaOH溶液125.525.025.2528.53.25224.524.524.527.53.00325.024.524.7526.51.75(1)反應后溶液的比熱容為4.18J·(g·℃)-1。請利用該學生測得的數據計算生成1molH2O時的反應熱:ΔH=

。

(2)該學生測得反應熱的數值比57.3kJ·mol-1

(填“高”或“低”)。

(3)從下列因素中選出該學生產生實驗誤差的可能原因

。A.溶液混合后未及時蓋好量熱計杯蓋B.傾倒溶液太快,有少量溶液濺出C.溶液混合后攪拌不夠D.未等溫度升到最高值就記錄溫度計示數E.用量筒量取鹽酸體積時仰視讀數答案:(1)-52.25kJ·mol-1

(2)低(3)ABCD解析:根據實驗數據可知,實驗3中的數據是異常的,應舍去。所以溫度差的平均值是3.125

℃,ΔH=-kJ·mol-1=

kJ·mol-1=-52.25

kJ·mol-1,該學生測得反應熱的數值比57.3

kJ·mol-1低。數值偏低,說明實驗過程中有熱量損失或者是酸、堿有損失。E中實際量取鹽酸的體積大于50

mL,結果應該是偏高,所以正確的答案為ABCD。學以致用1.為了測定酸堿中和反應的反應熱,計算時至少需要的數據是(

)。①酸溶液的濃度和體積②堿溶液的濃度和體積③比熱容④反應后溶液的質量⑤生成水的物質的量⑥反應前后溫度的變化⑦操作所需的時間A.①②⑥⑦

B.①③④⑤C.③④⑤⑥

D.①②③④⑤⑥⑦答案:C解析:根據計算公式

×10-3

kJ·mol-1可知,C項正確。2.(2022廣東廣州高二期末)某小組用25.00mL0.50mol·L-1NaOH溶液和25.00mL0.50mol·L-1H2SO4溶液進行反應熱的測定,實驗測得生成1mol水的ΔH=-53.5kJ·mol-1。該值與理論值產生偏差的原因不可能是(

)。A.實驗裝置保溫、隔熱效果差B.量取NaOH溶液的體積時仰視讀數C.分多次把NaOH溶液倒入盛有H2SO4溶液的量熱計內筒中D.用溫度計測定NaOH溶液起始溫度后直接測定H2SO4溶液的溫度B解析:由題給信息可知,實驗測得的生成1

mol水放出的熱量偏小。裝置保溫、隔熱效果差,測得放出的熱量偏小,A項不符合題意;量取NaOH溶液的體積時仰視讀數,則量取的NaOH溶液偏多,實驗放出的熱量偏大,B項符合題意;分多次把NaOH溶液倒入盛有H2SO4溶液的小燒杯中,熱量散失較多,測得溫度偏低,則測得生成1

mol水放出的熱量偏小,C項不符合題意;用溫度計測定NaOH溶液起始溫度后直接插入H2SO4溶液中測溫度,H2SO4溶液的起始溫度偏高,測得放出的熱量偏小,則測得生成1

mol水放出的熱量偏小,D項不符合題意。二、化學反應中能量變化的原因與ΔH的計算重難歸納1.微觀角度認識。ΔH=反應物斷鍵吸收的能量總和-生成物成鍵放出的能量總和。2.宏觀角度認識。一個化學反應是吸收能量還是放出能量,由反應物的總焓(∑H反)與生成物的總焓(∑H生)的相對大小來決定。若∑H反>∑H生,則會放出能量;若∑H反<∑H生,則需要吸收能量,如下圖所示。怎樣從微觀和宏觀兩個角度理解H2(g)+Cl2(g)══2HCl(g)的反應熱ΔH=-183kJ·mol-1中的“183kJ”?提示:從微觀上看,斷裂1

mol

H—H和1

mol

Cl—Cl所吸收的能量比形成2

mol

H—Cl釋放的能量少183

kJ。從宏觀上看

1

mol

H2(g)和1

mol

Cl2(g)所具有的總能量比2

mol

HCl(g)所具有的總能量多183

kJ。典例剖析已知化學反應A2(g)+B2(g)══2AB(g)中焓的變化示意圖如圖所示。

(1)下列說法正確的是(

)。A.化學反應A2(g)+B2(g)══2AB(g)是吸熱反應B.斷裂1molA2和1molB2中的化學鍵可放出xkJ能量C.形成2molAB中的化學鍵需要釋放ykJ能量D.2molAB的總焓高于1molA2和1molB2的總焓答案:C解析:根據圖示,1

mol

A2和1

mol

B2的總焓高于2

mol

AB的總焓,所以反應A2+B2══2AB是放熱反應,選項A和選項D都錯誤;斷裂1

mol

A2和1

mol

B2中的化學鍵需吸收x

kJ能量,形成2

mol

AB中的化學鍵需要釋放y

kJ能量,選項B錯誤,選項C正確。(2)2AB(g)══A2(g)+B2(g)的ΔH為

。

答案:-(x-y)kJ·mol-1學以致用1.(2022湖南常德一中月考)關于如圖的說法不正確的是(

)。A.1mol固態(tài)碘與1molH2化合生成2molHI氣體時,需要吸收5kJ的能量B.2molHI氣體分解生成1mol碘蒸氣和1molH2時需要吸收12kJ的能量C.1mol固態(tài)碘變?yōu)?mol碘蒸氣時需要吸收17kJ的能量D.碘蒸氣與H2生成HI氣體的反應是吸熱反應答案:D解析:由圖可知,1

mol

I2(s)+1

mol

H2(g)吸收5

kJ能量生成2

mol

HI(g),A項正確;1

mol

I2(g)+1

mol

H2(g)放出12

kJ能量生成2

mol

HI(g),則2

mol

HI氣體分解生成1

mol碘蒸氣和1

mol

H2時需要吸收12

kJ的能量,B項正確;1

mol

I2(g)變?yōu)?

mol

I2(s)放出17

kJ的能量,則1

mol固態(tài)碘變?yōu)?

mol碘蒸氣時需要吸收17

kJ的能量,C項正確;1

mol

I2(g)+1

mol

H2(g)放出12

kJ能量生成2

mol

HI(g),應為放熱反應,D項錯誤。2.鍵能是指氣態(tài)分子中1mol化學鍵解離成氣態(tài)原子所吸收的能量。已知下列化學鍵的鍵能:化學鍵H—HN≡NN—H鍵能/(kJ·mol-1)436946391則反應N2(g)+3H2(g)2NH3(g)的ΔH=

。

答案:-92kJ·mol-1解析:ΔH=反應物斷鍵吸收的總能量-生成物成鍵釋放的總能量=946

kJ·mol-1+3×436

kJ·mol-1-6×391

kJ·mol-1=(2

254

kJ·mol-1-2

346

kJ·mol-1)=-92

kJ·mol-1。隨堂訓練1.下列變化一定為放熱的化學反應的是(

)。A.H2O(g)══H2O(l)放出44kJ熱量B.ΔH>0的化學反應C.形成化學鍵時共放出能量862kJ的化學反應D.能量變化如下圖所示的化學反應答案:D解析:化學反應放熱還是吸熱,取決于H(生成物)與H(反應物)的相對大小。若H(生成物)>H(反應物),則反應吸熱,反之放熱。A項,H2O(g)══H2O(l)為物理變化;B項,ΔH>0,即H(生成物)>H(反應物),反應吸收熱量;C項,無法確定反應放熱還是吸熱;D項,由圖可知H(生成物)<H(反應物),反應放熱。2.下列說法正確的是(

)。A.體系與環(huán)境不進行能量傳遞時,反應放出的熱量使體系溫度升高B.當反應放熱時,體系內能增大C.在加熱條件下發(fā)生的反應,體系的焓均增大D.一個化學反應,當反應物的總焓小于生成物的總焓時,其ΔH為負值答案:A解析:體系與環(huán)境不進行能量傳遞時,反應放出的熱量留在體系中,體系的溫度會升高,用量熱計測定中和反應的反應熱時就是利用了這一原理,A項正確。反應放熱時,能量從體系傳遞給環(huán)境,體系內能減小,B項錯誤。體系焓的變化取決于反應物和生成物的總焓的相對大小,與反應條件無關,C項錯誤。當反應物的總焓小于生成物的總焓時,體系的焓增加,其ΔH為正值,D項錯誤。3.已知弱酸電離時吸收能量。在中和反應反應熱的測定實驗中,下列說法正確的是(

)。A.使用玻璃攪拌器勻速攪拌是為了使酸與堿充分反應,提高測定結果的準確度B.為了準確測定反應混合溶液的溫度,實驗中要用溫度計攪拌混合溶液C.若用0.5mol·L-1NaOH溶液分別與0.5mol·L-1的鹽酸、醋酸反應,當所取的溶液體積相等時,測得的反應熱數值相同D.在中和反應反應熱的測定實驗中只測量一次就能準確得到實驗結果答案:A解析:溫度計不能用來攪拌溶液,易破損,B項錯誤;CH3COOH電離時吸熱,測得的反應熱數值偏小,C項錯誤;實驗中一般測量3次,若有異常數據,舍棄后再取平均值作為計算依據,以提高準確度,D項錯誤。4.已知在25℃和101kPa