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第一章 化學反應的熱效應
章末復習
1.了解反應熱、焓變、燃燒熱、中和熱的概念
2.能對中和反應反應熱的進行誤差分析
3.能正確書寫熱化學方程式，并判斷熱化學方程式的正誤
4.能從宏觀和微觀角度解釋化學反應中能量變化的原因
5.能利用蓋斯定律計算
6.能對反應熱的大小進行比較
知識點一：反應熱 焓變
1.反應熱
2.焓變
符號：
單位：
規定：
在等溫條件下，化學反應體系向環境釋放或從環境吸收的熱量
生成物與反應物的焓值差，等壓條件下的反應熱也可稱為“焓變”。
H
kJ/mol
當 H<0時，為放熱反應；當 H>0時，為吸熱反應
知識點二：中和熱
在25℃和101 kPa下，強酸的稀溶液與強堿的稀溶液發生中和反應生成1 mol H2O時，放出57.3 kJ的熱量。
1.定義
H+(aq)+OH-(aq) == H2O(l) ΔH = -57.3 kJ mol-1
①若弱酸與弱堿稀溶液反應，因為電離吸熱，ΔH > -57.3 kJ mol-1
②若強酸與強堿濃溶液反應，因為稀釋放熱，ΔH < -57.3 kJ mol-1
③若中和反應生成沉淀，因為形成沉淀放熱，ΔH < -57.3 kJ mol-1
2.熱化學方程式
3.注意
知識點三：中和熱的測定
Q ＝ c · m ·（t2－t1）
【實驗步驟】
①反應物溫度的測量。
②反應后體系溫度的測量。
③重復上述步驟兩次。
【數據處理】
【誤差分析】
看實驗中有哪些因素能造成(t2-t1)出現誤差。
若(t2-t1)偏大,則|ΔH|偏大,若(t2-t1)偏小,則|ΔH|偏小
50 mL 0.25 mol·L-1硫酸與50 mL 0.55 mol·L-1 NaOH溶液反應的誤差分析:
引起誤差的實驗操作 t2－t1 |ΔH|
保溫措施不好
攪拌不充分
所用酸、堿的濃度過大
用同濃度的氨水代替NaOH溶液
用0.5 mol·L-1 醋酸代替硫酸
用氫氧化鋇溶液代替NaOH溶液
量熱計中小燒杯杯口與大燒杯杯口不相平
偏小
偏小
偏小
偏小
偏大
偏大
偏小
偏小
偏小
偏小
偏大
偏大
偏小
偏小
1.微觀上
(1)化學反應的本質
(2)化學鍵變化與反應熱的關系
若Q1>Q2,反應吸收能量,ΔH__0,為_____反應;
若Q1>
吸熱
<
放熱
知識點四：化學反應中能量變化的原因
2.宏觀上
(1)圖示
(2)結論
反應物的總能量大于生成物的總能量為_____反應,體系能量_____;
反應物的總能量小于生成物的總能量為_____反應,體系能量_____。
放熱
降低
吸熱
升高
知識點五：熱化學方程式的書寫
1.定義：
表明反應所釋放或吸收的熱量的化學方程式。
表明了化學反應中的物質變化和能量變化。
2.含義：
3.書寫熱化學方程式步驟：
寫出配平的化學方程式
用s、l、g、aq標明物質的聚集狀態狀態
根據吸熱或者放熱判斷ΔH的正負
根據化學計量數計算寫出ΔH的值
4.注意事項
熱化學反應中的ΔH的“+”與“-”一定要注明，“+”代表吸熱，“-”代表放熱，不能省略。
熱化學反應方程式逆向書寫時（化學計量數不變），ΔH的數值的絕對值相等，符號相反。
② 注明反應時的溫度和壓強，25℃ 101kPa時進行的反應可不注明。
①必須在化學方程式的右邊標明反應熱ΔH的符號、數值和單位
③ 注明反應體系中反應物和生成物的聚集狀態，不用寫引發條件。
不再用“↑”“↓”來標記氣體生成物和難溶生成物
熱化學方程式中各物質的化學計量數可以寫成分數或整數，其 H與系數對應成比例，系數加倍， H值也加倍。
101kPa時，1mol純物質完全燃燒生成指定產物時所放出的熱量
知識六：燃燒熱
1.定義：
C CO2(g)
S SO2(g)
H H2O (l)
N N2(g)
2．研究物質燃燒熱的意義
了解化學反應完成時產生熱量的多少，以便更好地控制反應條件，充分利用能源。
不管化學反應是一步完成或是分幾步完成，其反應熱是相同的。
化學反應的反應熱只與反應體系的始態和終態有關，而與反應的途徑無關。
知識點七：蓋斯定律
1.內容：
2.蓋斯定律在科學研究中的重要意義：
蓋斯定律
反應進行得很慢
反應不容易直接發生
反應的產品不純
間接計算
ΔH
知識點八：反應熱的計算
1.根據反應物和生成物的能量計算
2.根據鍵能計算
3.根據熱化學方程式計算
4.根據燃燒熱計算
5.根據蓋斯定律計算
6.根據圖像信息計算
ΔH=生成物的總能量 反應物的總能量
ΔH=反應物鍵能和－生成物鍵能和
Q放=n(可燃物）×|ΔH|
【考點一】吸熱反應與放熱反應的判斷
【例】下列圖示變化為吸熱反應的是( )
A
理論分析判斷法
用常見吸熱和放熱的反應類型來判斷
ΔH = 化學鍵斷裂吸收的能量 － 化學鍵形成釋放的能量
ΔH = 生成物具有的總能量 － 反應物具有的總能量
ΔH = 反應物的鍵能之和－生成物的鍵能之和
根據反應物和生成物的相對穩定性判斷
【方法歸納】
[練一練]
已知：反應A＋B=C＋D的能量變化如圖所示，下列敘述正確的是( )
A．該反應為放熱反應
B．反應物的總能量高于生成物的總能量
C．舊化學鍵斷裂吸收的總能量大于新化學鍵形成放出的總能量
D．該反應只有在加熱條件下才能進行
C
【考點二】熱化學方程式的正誤判斷
【例】燃燒1 g乙炔生成二氧化碳和液態水放出熱量50 kJ，則下列熱化學
方程式書寫正確的是(　　)
A.2C2H2(g)＋5O2(g)===4CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH＝＋50 kJ·mol－1
B.C2H2(g)＋ O2(g)===2CO2(g)＋H2O(l)　ΔH＝－1 300 kJ
C.2C2H2＋5O2===4CO2＋2H2O　ΔH＝－2 600 kJ
D.2C2H2(g)＋5O2(g)===4CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH＝－2 600 kJ·mol－1
D
【方法歸納】
熱化學方程式是否已配平，是否符合客觀事實；
各物質的聚集狀態是否標明；
反應熱ΔH的數值與該熱化學方程式的化學計量數是否對應；
反應熱ΔH的符號、單位是否正確。
熱化學方程式正誤判斷方法
[練一練]
下列熱化學方程式書寫正確的是( )
A．
B．
C．
D．
D
【考點三】蓋斯定律的應用
【例】CH4—CO2催化重整反應為:CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g)。
已知:
C(s)+2H2(g)=CH4(g)　ΔH=-75 kJ·mol-1
C(s)+O2(g)=CO2(g)　 ΔH=-394 kJ·mol-1
+247
該催化重整反應的ΔH=　　　　　 kJ·mol-1。
【方法歸納】
找出待求熱化學方程式中各物質在已知熱化學方程式中的位置
根據待求熱化學方程式中各物質的化學計量數和位置對已知熱化學方程式進行處理，得到變形后的新熱化學方程式
將新得到的熱化學方程式進行加減，反應熱也需要相應加減
寫出待求的熱化學方程式
三氯氫硅(SiHCl3)是制備硅烷、多晶硅的重要原料。SiHCl3在催化劑作用下發生反應:
2SiHCl3(g)=SiH2Cl2(g)+SiCl4(g)　ΔH1=+48 kJ·mol-1
3SiH2Cl2(g)=SiH4(g)+2SiHCl3(g)　ΔH2=-30 kJ·mol-1
則反應4SiHCl3(g)=SiH4(g)+3SiCl4(g)的ΔH為　　　　 kJ·mol-1。
2.用水吸收NOx的相關熱化學方程式如下:
2NO2(g)+H2O(l)=HNO3(aq)+HNO2(aq)　ΔH=-116.1 kJ·mol-1
3HNO2(aq)=HNO3(aq)+2NO(g)+H2O(l)　ΔH=+75.9 kJ·mol-1
反應3NO2(g)+H2O(l)=2HNO3(aq)+NO(g)的ΔH=　　　　　 kJ·mol-1。
+114
-136.2
[練一練]
【考點四】燃燒熱和中和熱
【例】
A．CO(g)的燃燒熱283.0kJ·mol－1，則反應2CO2(g)=2CO(g)＋O2(g)的ΔH＝＋566.0kJ·mol-1
B．HCl和NaOH反應的中和熱ΔH＝－57.3kJ·mol－1，則H2SO4和Ba(OH)2反應的中和熱ΔH＝2×(－57.3)kJ·mol－1
C．反應熱有正負之分，燃燒熱ΔH全部是正值
D．1mol甲烷燃燒生成二氧化碳所和氣態水放出的熱量是甲烷的燃燒熱
下列關于反應熱的描述中正確的是( )
A
【方法歸納】
反應熱 中和熱 燃燒熱
含義 化學反應過程中放出或吸收的熱量 在稀溶液中，酸與堿發生中和反應生成1 mol H2O時所釋放的熱量稱為中和熱 101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的氧化物時放出的熱量，叫做該物質的燃燒熱
反應特點 任何反應 中和反應 在氧氣中燃燒的燃燒反應
方程式配平標準 任意物質的量 以生成1 mol H2O為標準 以燃燒1 mol純物質為標準
ΔH符號 放熱為“-”，吸熱為“+” “-” “-”
舉例 2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) ΔH＝－483.6 kJ/mol H＋(aq)＋OH－(aq)=H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ/mol H2(g)＋1/2O2(g)=H2O(l)
ΔH＝－285.8kJ/mol
[練一練]
已知稀溶液中， 由此判斷下列熱化學方程式書寫正確的是（ ）
A．
B．
C．
D．
D
H
H
H
H
【考點五】反應熱的大小比較
比較下列各組熱化學方程式中ΔH的大小(填“>”“<”或“=”)。
【例】
　　>
<
>
【方法歸納】
（1）比較“反應熱”或ΔH的大小時,必須帶“+”或“-”符號;
比較反應吸收或放出的熱量的多少時,只需比較|ΔH|的大小。
（2）參加反應的物質的物質的量與反應熱成正比
（3）同一反應中物質的聚集狀態不同,反應熱數值大小也不同。
同種物質：E(g)>E(l)>E(s)
g→l ΔH<0 ； l→s ΔH<0 ； g→s ΔH<0
1.根據反應規律和影響ΔH大小的因素直接進行比較
【方法歸納】
2.根據反應進行的程度比較
對于可逆反應,如3H2(g)+N2(g) 2NH3(g)　ΔH=-92.4 kJ·mol-1,是指生成2 mol NH3(g)時放出92.4 kJ的熱量,而不是指3 mol H2和1 mol N2在一定條件下混合反應就可放出92.4 kJ的熱量,實際上3 mol H2和1 mol N2在一定條件下混合反應放出的熱量小于92.4 kJ,因為該反應的反應物不能完全轉化為生成物。
【方法歸納】
3.根據反應物的性質比較
等物質的量的不同物質與同一種物質反應時,物質性質不同其反
應熱不同。如等物質的量的不同金屬(或非金屬)與同一種物質反
應,金屬(或非金屬)越活潑反應越容易進行,放出的熱量越多,對應
的ΔH越小。
例如Mg(s)+2HCl(aq)=MgCl2(aq)+H2(g)　ΔH1,
Ca(s)+2HCl(aq)=CaCl2(aq)+H2(g)　ΔH2, ΔH1>ΔH2。
[練一練]
比較下列各組熱化學方程式中ΔH的大小關系。
(1)S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH1
S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH2 ΔH1________ΔH2
(2)CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH3
CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g)　ΔH4 ΔH3________ΔH4
(3)4Al(s)＋3O2(g)===2Al2O3(s)　ΔH5
4Fe(s)＋3O2(g)===2Fe2O3(s)　ΔH6 ΔH5________ΔH6
<
>
<
化學反應的熱效應
熱化學方程式
燃燒熱
中和熱
化學反應熱的計算
反應熱 焓變
恒壓反應熱=焓變
H=H生成物-H反應物
概念
意義
注意事項
書寫
概念
測定
一個條件
化學反應中
能量變化
宏觀
微觀
一個標準
兩個要求
兩種表示
蓋斯定律
計算方法

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