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1.1 課時1 反應熱 焓變 課件 (共29張PPT)2023-2024學年高二化學人教版(2019)選擇性必修1

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1.1 課時1 反應熱 焓變 課件 (共29張PPT)2023-2024學年高二化學人教版(2019)選擇性必修1

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(共29張PPT)
乙炔與氧氣反應放出的熱量用于切割金屬
引燃炸藥開礦爆破
化學反應所提供的能量大大促進了社會的發展。與研究化學反應
中的物質變化一樣, 研究化學反應中的能量變化同樣具有重要意義。
第一章 化學反應的熱效應
第一節 反應熱 課時1
1.認識體系和環境,理解反應熱、焓變的概念;
2.掌握中和反應反應熱的測定,并能根據實驗中測定的數據計算反應熱;
3.能從微觀和宏觀兩個角度認識反應熱的實質。
發熱包中成份含量過少,放熱不足,含量過多占用空間,且有安全隱患。
那么,在實際應用中,該如何控制發熱包成份的含量?人們在研究化學反應的能量時,該如何定量地描述化學反應過程中釋放或吸收的熱量呢
“自熱飯盒”如何發熱?
飯盒底部有兩層,一層存放水,另
一層存放氧化鈣等的混合物(發熱包)。
使用時打開隔離層,即發生以下反應:
CaO+H2O═Ca(OH)2 ,并釋放大量的熱。
【思考】發熱包中成份的含量是否需要控制,為什么?
1.反應熱: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,稱為化學反應的熱效應,簡稱反應熱。
一、反應熱及其測定
環境
體系
鹽酸與NaOH溶液之間的反應
與體系相互影響的其他部分,
如試管、空氣等
反應物:鹽酸、NaOH溶液
發生的反應:HCl+NaOH= NaCl+H2O
生成物: NaCl、H2O
環境
體系
鹽酸與NaOH溶液之間的反應
熱量:
因溫度不同而在體系與環境之間交換或傳遞的能量。
等溫條件是反應過程中溫度一直保持不變嗎?
思考與交流
不是,等溫條件是指化學反應發生后,使反應后體系的溫度恢復到反應前體系的溫度,即反應前后體系的溫度相等。
2. 中和反應反應熱的測定:
如何根據測得的數據計算反應熱?
在測定中和反應的反應熱時,應該測量哪些數據?
為了提高測定的準確度,應該采取哪些措施?
保溫杯式量熱計
在反應前后,如果環境的溫度沒有變化,則反應放出的熱量就會使體系的溫度升高,吸收熱量就會使體系的溫度降低,這時可以根據測得的體系的溫度變化和有關物質的比熱容等來計算反應熱。
【實驗原理】
Q = c · m ·(t2-t1)
比熱容
質量
溫度的變化量
反應放出熱量
環形玻璃攪拌器——使反應物迅速混合,使反應充分進行,保持體系的溫度均勻
外殼——起保溫作用
溫度計——測量反應前后體系的溫度
內筒——反應容器
簡易量熱計
內筒和外筒上口對齊,內外筒中間有隔層——減少熱量損失
【實驗步驟】
①用量筒量取50mL0.50 mol/L鹽酸,倒入量熱計的內筒,蓋上杯蓋,插入溫度計,測量并記錄鹽酸的溫度。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50 mL0.55 moI/L NaOH溶液,用溫度計測量并記錄NaOH溶液的溫度。
視頻
(1)反應物溫度的測量。
打開杯蓋,將量筒中的NaOH溶液迅速倒入量熱計的內筒中,立即蓋上杯蓋,插入溫度計,用攪拌器勻速攪拌。密切關注溫度變化,將最高溫度記為反應后體系的溫度。
(2)反應后體系溫度的測量。
(3)重復上述步驟兩次。
【數據處理】
實驗次數 反應物的溫度/℃ 反應前體系的溫度 反應后體系的溫度 溫度差
鹽酸 NaOH溶液 t1/℃ t2/℃ ( t2 - t1 )/ ℃
1
2
3
(1)取鹽酸溫度和NaOH溶液溫度的平均值記為反應前體系的溫度(t1)。
計算溫度差(t2-t1),將數據填入下表。
(2)取三次測量所得溫度差的平均值作為計算依據。
(3)根據溫度差和比熱容等計算反應熱。
29.5
29.5
29.5
32.5
3
30.0
29.0
29.5
32.5
3
29.5
29.5
29.5
32.5
3
【數據處理】
鹽酸、氫氧化鈉溶液為稀溶液,其密度近似地認為都是1g·cm3,反應后生成的溶液的比熱容 c=4.18 J/(g·℃)。該實驗中鹽酸和NaOH溶液反應放出的熱量為 ,生成1molH2O時放出的熱量為 。
Q = c · m ·(t2-t1)
Q = c · (m1+m2) ·(t2-t1)
50 mL鹽酸的質量m1=50 g,
50 mL NaOH溶液的質量m2=50 g。
HCl + NaOH = H2O + NaCl
1 1 1
0.025mol 0.025mol 0.025mol
50mL0.50 mol/L鹽酸
50 mL0.55 moI/L NaOH溶液
【數據處理】
鹽酸、氫氧化鈉溶液為稀溶液,其密度近似地認為都是1g·cm3,反應后生成的溶液的比熱容 c=4.18 J/(g·℃)。該實驗中鹽酸和NaOH溶液反應放出的熱量為 ,生成1molH2O時放出的熱量為 。
大量實驗測得,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。
——中和熱
(1)必須是稀溶液
(3)必須是反應生成1mol液態水時放出的熱量
(2)必須是強酸強堿,
【注意】
(4)不是所有的中和反應放出的熱都叫中和熱
,濃酸和濃堿溶液稀釋會放熱
弱酸弱堿電離吸熱
Ⅰ.為什么要用稍過量的 NaOH溶液?
為了保證酸、堿完全中和。
思考與交流
Ⅱ.能不能是鹽酸過量?
鹽酸過量則應以氫氧化鈉為標準計算生成的水,但溶液吸收空氣中的二氧化碳,消耗了一部分氫氧化鈉,無法保證氫氧化鈉完全與鹽酸反應。
Ⅲ.溫度計上的酸為何要用水沖洗干凈并用濾紙擦干?
因為該溫度計還要用來測堿液的溫度,若不沖洗,溫度計上的酸會和堿發生中和反應而使起始溫度偏高,溫度差偏小,導致實驗誤差。
Ⅳ.實驗過程為什么要使用同一支溫度計進行溫度測量呢?
減少儀器本身的誤差,使測量的溫度更準確
Ⅴ.該實驗還采取了哪些措施來提高測定反應熱的準確度
①將溶液迅速倒入內筒后,立即蓋上杯蓋,減少熱量的損失
②重復實驗2~3次,測量的溫度差取平均值更準確
1.判斷正誤
(1)濃硫酸與NaOH溶液反應生成1 mol 液態水,放出的熱量為57.3 kJ(  )
(2)同一中和反應的反應熱與酸堿的用量有關(  )
(3)中和反應反應熱的測定實驗中用銅質攪拌器效果更好(  )
(4)中和反應反應熱的測定實驗中,應將50 mL 0.55 mol·L-1 NaOH溶液分多次倒入小燒杯(  )
(5)中和反應反應熱的測定實驗中,測定鹽酸后的溫度計沒有沖洗干凈,立即測NaOH溶液的溫度(  )
【練一練】
2.為了測定酸堿反應的中和熱,計算時至少需要的數據是( )
①酸溶液的濃度 ②堿溶液的濃度 ③比熱容 ④反應后溶液的質量(單位:kg) ⑤生成水的物質的量 ⑥反應前后溫度變化 ⑦操作所需的時間
A.①②③⑥ B.①③④⑤ C.③④⑤⑥ D.全部
C
3.你所知道的化學反應中有哪些是放熱反應?哪些是吸熱反應?
放熱反應
吸熱反應
①金屬與酸或水的反應
②酸堿中和反應
③所有的燃燒反應
④緩慢氧化反應
⑤大多數化合反應
①大部分分解反應
②Ba(OH)2·8H2O 晶體與 NH4Cl晶體反應
③C與CO2反應生成CO的反應
④C與H2O(g)反應生成CO和H2
化學反應為什么會產生反應熱?
思考與交流
化學反應前后體系的內能發生了變化。
內能(符號為U)是體系內物質的各種能量的總和,受溫度、壓強和物質的聚集狀態等影響。
在科學研究和生產實踐中,化學反應通常是在等壓條件下進行的,科學上引入了一個與內能有關的物理量——焓。
二、反應熱與焓變
1.焓(符號為H):是物質所具有的能量,與內能有關的物理量。
反應物
反應過程
焓 (H)
生成物
反應物
反應過程
焓 (H)
生成物
反應體系放熱時其焓減小;
反應體系吸熱時其焓增大。
放熱反應
吸熱反應
宏觀角度
等壓條件下進行的化學反應,其反應熱等于反應的焓變
反應物
反應過程
焓 (H)
Δ H < 0
放熱反應
生成物
反應物
反應過程
焓 (H)
Δ H > 0
吸熱反應
生成物
2.焓變(符號為ΔH):生成物與反應物的焓值差
ΔH = H生成物 - H反應物
單位:kJ/mol或kJ·mol-1
表示1mol
反應的焓變
生成物具有的總能量-反應物具有的總能量
[例1]在25 ℃和101 kPa下,1 molH2與1 mol Cl2反應生成2 mol HCl時放出184.6 kJ的熱量,則該反應的反應熱為:
△H= -184.6 kJ/mol
根據例1,寫出下述反應的焓變。
在25 ℃和101 kPa下,1 mol C(如無特別說明,C均指石墨)與1 mol H2O(g)反應,生成1 mol CO和1 mol H2,需要吸收131.5 kJ的熱量,則該反應的反應熱為:
△H= +131.5 kJ/mol
注:“+”表示“吸熱”;“-”表示“放熱”。
“+”或“-”不能省略,單位kJ/mol必須標出。
焓:受物質的量、溫度、壓強、聚集狀態等影響
3.從微觀角度認識反應熱的本質




反應物
舊化學鍵斷裂
生成物
新化學鍵形成
物質變化
能量變化
吸收能量
釋放能量
差值即為焓變
H
H
H
H
436 kJ·mol-1
243 kJ·mol-1
431 kJ·mol-1
431 kJ·mol-1
能量
鍵斷裂
鍵斷裂
鍵形成
鍵形成


能量
H
H
能量
能量
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Δ H=反應物鍵能和-生成物鍵能和
ΔH = 化學鍵斷裂吸收的能量 - 化學鍵形成釋放的能量
吸收:436kJ+243kJ =679kJ
釋放:431kJ/mol×2mol=862kJ
ΔH = 679kJ-862kJ= -183kJ/mol
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
H
H
H
H
436 kJ·mol-1
243 kJ·mol-1
431 kJ·mol-1
431 kJ·mol-1
能量
鍵斷裂
鍵斷裂
鍵形成
鍵形成


能量
H
H
能量
能量
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
ΔH =-183kJ/mol
實驗測得
ΔH =-184.6kJ/mol
鍵能估算
【思考】已知 C(石墨,s)= C(金剛石,s)ΔH = +1.9kJ/mol
判斷石墨、金剛石哪個更穩定?
金剛石
石墨
物質能量、鍵能與穩定性的關系:
1.鍵能越大,破壞該化學鍵需要的能量越高,該化學鍵越難斷裂,所以物質越穩定
2.物質能量越低,物質越穩定
石墨更穩定
1. 斷開 l mol H—H鍵、l mol N-H鍵、l mol N≡N鍵分別需要的能量是 436kJ、391kJ、946kJ,求:
①1mol N2生成NH3的ΔH=
②1/3mol N2生成NH3的ΔH=
-92kJ/mol
-30.6kJ/mol
2.已知反應A+B=C+D為放熱反應,下列說法中正確的是( )
A. A的能量一定高于C
B. B的能量一定高于D
C. A和B的總能量一定高于C和D的總能量
D. 該反應為放熱反應,故不必加熱就一定能發生
C
放熱反應加熱的目的一般是引發反應進行或加快反應速率。
【練一練】
3.N4 分子結構為正四面體(如圖所示)。已知:斷裂 N4 (g) 中 1mol N-N 鍵吸收 193 kJ 能量,形成 N2 (g) 中1mol N N鍵放出 941 kJ 能量。下列說法正確的是( )
A. N4 (g) 比 N2 (g) 更穩定
B. N4 (g) = 2 N2 (g) ΔH = + 724 kJ·mol-1
C. 形成 1 mol N4 (g) 中的化學鍵放出 193 kJ 的能量
D. 1 mol N2 (g) 完全轉化為 N4 (g),體系的能量增加 362 kJ
N4
D
反應熱
中和熱
定義
測定
實驗原理
實驗步驟
數據處理
注意事項
反應熱與焓變
概念
焓變產生的原因
焓變的計算
反應熱

焓變
微觀
宏觀

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