焓和焓變高二上學期人教版選擇性必修1

課題導入化學反應為什么會產(chǎn)生反應熱？體系內(nèi)能改變產(chǎn)生反應熱內(nèi)能是體系內(nèi)物質(zhì)的各種能量的總和，受溫度、壓強和物質(zhì)的聚集狀態(tài)等影響我們用什么物理量來表示內(nèi)能？第一章

化學反應的熱效應§焓與焓變目標引領1、了解內(nèi)能、焓、焓變的概念2、學會從微觀、宏觀角度辨識化學反應中的能量轉化形式。為了描述等壓條件下的反應熱，科學上引入了一個與內(nèi)能有關的物理量——焓（符號為H）單位：kJ/mol或kJ?mol－1ΔH＝H生成物－H反應物符號：ΔH在等壓條件下進行的化學反應，其反應熱等于反應的“焓變”(1)焓(2)焓變獨立自學閱讀課本，找出焓和焓變的定義。放熱反應反應體系對環(huán)境放熱，其焓減小△H為“-”，即△H

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0，吸熱反應反應體系從環(huán)境吸熱，其焓增加△H為“+”，即△H

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0，(3)焓、焓變與放熱反應、吸熱反應的關系1.反應A+B=C(ΔH<0)分兩步進行:①A+B→X(ΔH>0)②X→C(ΔH<0)。下列圖中能正確表示總反應過程中能量變化的是B當堂診學a.化學反應的本質(zhì)及特點化學反應物質(zhì)變化反應物生成物舊化學鍵斷裂新化學鍵形成能量變化吸收能量放出能量熱效應差值(4）化學反應過程中能量變化的原因b.舉例以1molH2（g）和1molCl2（g）在一定條件下反應生成2molHCI（g）的能量轉化為例吸收：436kJ＋243kJ＝679kJ釋放：431kJ/mol×2mol＝862kJ鍵能估算：ΔH＝679-862=?183kJ/mol鍵能估算：H＝?183kJ/mol吸收能量679kJ釋放能量862kJ實驗測得：ΔH＝?184.6kJ/mol結論：化學鍵斷裂和形成時的能量變化是化學反應中能量變化的主要原因。思考：若反應加入催化劑，該能量圖會如何變化？2.由N2O和NO反應生成的N2和NO2的能量如圖所示，若生成1molN2，其ΔH

=

kJ.mol-1

-139當堂診學①△H=生成物的總能量-反應物的總能量。②△H

=反應物分子的化學鍵斷裂時吸收的總能量-生成物分子的化學鍵形成時釋放的總能量。(5）△H的計算方法3、化學反應A2(g)＋B2(g)＝2AB(g)的能量變化如圖所示。下列有關敘述正確的是()A.每生成2molAB(g)吸收bkJ熱量B.反應熱ΔH＝+(a?b)kJ/molC.該反應中反應物的總能量高于生成物的總能量D.斷裂1molA?A鍵和1molB?B鍵，放出akJ能量B當堂診學4、拆開1molH－H鍵、1molN－H鍵、1molN≡N鍵分別需要的能量是436kJ、391kJ、946kJ，則1molN2生成NH3的反應熱為ΔH=______________?92.0kJ/molΔH(估算)＝∑E(反應物鍵能)?∑E(生成物鍵能)分析：斷鍵吸收:946+436×3=2254kJ成鍵釋放:391×6=2346kJ反應放熱:2346－2254=92kJ當堂診學歸納總結焓焓變反應熱概念與內(nèi)能有關的物理量焓差值反應放出或吸收的熱量符號HΔHQ單位JkJ·mol－1kJ·mol－1目標升華反應熱焓焓變與內(nèi)能有關的物理量三個概念反應放出或吸收的熱量計算吸熱反應放熱反應焓差值1.下列說法正確的是()A.反應熱是1mol物質(zhì)參加反應時的能量變化B.當反應放熱時△H>0，