資源簡介

(共25張PPT)
第一章 化學反應的熱效應
第一節 反應熱
第一課時 反應熱 焓變
學習目標
1.了解反應熱和焓變的概念，能解釋化學反應中能量變化的本質。(宏觀辨識與微觀探析)
2.結合真實情景中的應用實例，能從多角度認識放熱反應和吸熱反應，認識化學反應中能量變化在生活、生產中的應用。(變化觀念與平衡思想)
3.通過實驗探究中和反應反應熱，會分析測定反應熱時誤差產生的原因，并能采取適當措施減小實驗誤差。(科學探究與創新意識)
新課導入
神七發射
慶典時的煙火
化學反應過程中釋放或吸收的熱量在生活、生產和科學研究中具有廣泛應用。
2.你所知道的化學反應中有哪些是吸熱反應？
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
思考與討論
1.你所知道的化學反應中有哪些是放熱反應？
情境探究
目前市面上的“即熱飯盒”，其原理是在飯盒底部有兩層，一層存放水，另一層存放鎂和鐵的混合物（發熱包）。使用時打開隔離層，即發生以下反應：Mg+2H2O Mg（OH）2+H2↑ 。發熱包中成分的含量是否需要控制，為什么？
“即熱飯盒”能讓我們隨時吃到熱的飯菜
發熱包中有效成分含量過少放熱不足，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分的含量？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
課內探究
一、反應熱與焓變
1.體系與環境
環境
體系
體系與環境示意圖
體系：試管中的鹽酸+NaOH溶液+發生的反應等
環境：與體系相互影響的其他部分，如盛溶液的試管+溶液之外的空氣等。
熱量：熱量是指因溫度不同而在體系與環境之間交換或傳遞的能量。
課內探究
2.反應熱與焓變
（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。
這是因為反應前后體系的內能（符號為U）發生了變化。
化學反應為什么會產生反應熱？
體系內物質的各種能量的總和
1
受溫度、壓強和物質的聚集狀態等影響
2
能量越低，物質越穩定
3
課內探究
（2）焓：描述物質內能的物理量。符號：H 單位：kJ·mol－1
決定因素
反應物本身的性質
物質的狀態：g > l> s
溫度：T↑→H↑
壓強：P↑→H↑
課內探究
（3）焓變：
對于一個化學反應，生成物的總焓與反應物的總焓之差稱為焓變，符號是△H。
①數學表達式：△H = H（生成物）- H（反應物）
②常用單位：kJ/mol（或kJ·mol-1）
一般反應都是在敞口容器中進行的，系統的壓力等于外界壓力，是在恒壓條件下進行的反應，化學反應的反應熱等于焓變。
思考與討論
思考：用△H 如何表示反應熱呢？
例如：在25℃和101kPa下，1 mol H2與1 mol Cl2反應生成2mol HCl放出184.6kJ的熱量，該反應的反應熱表示為： △H＝－184.6kJ/mol
再如：在25℃和101kPa下，1 mol C（如無特別說明，C均指石墨）與
1 mol H2O(g)反應，生成1mol CO和1 mol H2，需要吸收131.5kJ的熱量，該反應的反應熱表示為： △H＝＋131.5kJ/mol
（4）焓、焓變與放熱反應、吸熱反應的關系
放熱反應
反應體系對環境放熱，其焓減小
△H為“-”，即△H<0
吸熱反應
反應體系從環境吸熱，其焓增加
△H為“+”，即△H>0
課內探究
反應物
生成物
△H<0
焓（H）
反應物
生成物
△H＞0
焓（H）
能量
反應過程
反應過程
反應物
生成物
能量
放熱反應
吸熱反應
反應物
生成物
釋放給環境
能量來自環境
課內探究
（5）化學反應過程中能量變化的原因
①宏觀角度
反應物的總能量≠生成物的總能量
反應熱：ΔH ＝H（生成物）－H（反應物）
化學鍵斷裂—吸熱 化學鍵形成—放熱
以1mol H2與1mol Cl2反應生成2mol HCl時的反應熱為例：
H
H
Cl
Cl
436kJ/mol
能量
243kJ/mol
能量
鍵斷裂
鍵斷裂
H
H
Cl
Cl
＋
＋
假想的中間物質
鍵形成
鍵形成
H
Cl
H
Cl
431kJ/mol
能量
431kJ/mol
能量
H2(g)＋Cl2(g)＝2HCl(g)反應的能量變化示意圖
課內探究
Q吸
=679kJ
Q放
=862kJ
該反應的反應熱計算為（放熱反應）：
ΔH＝（436+243）－（431+431）
＝－184.6 kJ/mol
反應熱：
ΔH ＝反應物總鍵能－生成物總鍵能
②微觀角度
歸納總結
微觀：ΔH＝破鍵吸收能量－成鍵放出能量 (焓變與鍵能的關系)
宏觀： H＝E(生成物的總能量)-E(反應物的總能量)(焓變與物質能量的關系)
能量
反應過程
生成物
反應物
E1
E2
活化分子
反應熱
計算反應熱的兩種方法
E1表示：舊化學鍵斷裂吸收的能量
E2表示：新化學鍵形成放出的能量
E1 正反應的活化能
E2 逆反應的活化能
說明：活化能的具體知識下一章學習
易錯警示
1.反應熱描述的是一定溫度和壓強下的化學反應前后的熱量變化。
2.任何化學反應都有反應熱，不存在不發生能量變化的化學反應。
3.催化劑不改變反應的焓變。
4.ΔH 的單位中的“ mol-1”不能理解為每摩爾反應物或生成物，應理解為“每摩爾反應”。
5.焓是物質固有的性質之一，不能進行測量，但焓變(即反應熱)可以直接測量。
思考與討論
哪些數據可以幫助我們測出反應熱呢？我們怎樣將這些數據轉化
為熱量的變化呢？
【溫馨提示】Q＝cm△t
Q：反應放出的熱量。
c：反應后生成溶液的比熱容，為常數。
m：反應混合物液的總質量
△t：反應前后溶液溫度的差值。
下面我們以中和熱的測定來了解反應熱數據的獲得。
實驗探究
中和反應反應熱的測定
【實驗目的】
用簡易量熱計測量鹽酸與NaOH溶液反應前后的溫度。
【實驗藥品】
【實驗原理】
根據強酸與強堿溶液反應前后溶液溫度的變化，計算出生成1 mol H2O放出的熱量。
50 mL、0.50 mol/L的鹽酸和50 mL、0.55 mol/L氫氧化鈉溶液
——堿溶液過量，能使反應完全， 以減小誤差。
使反應物迅速混合，使反應充分進行，保持體系的溫度均勻。
測量反應前后體系的溫度
反應容器
起保溫作用
防止熱量散失
問題探究
試指出各儀器的作用：
實驗探究
歸納總結
測量步驟:
絕熱裝置的準備
減少熱量損失
量取反應物，測反應前體系溫度t1
50mL 0.55mol/L NaOH稀溶液、50mL 0.5mol/L 鹽酸
混合反應物，測反應后體系溫度t2
重復實驗
生成1molH2O時放熱
測反應后混合液的最高溫度
減小實驗誤差
0.418(t2-t1)
0.025
kJ
思考與討論
1.酸、堿混合時，為何要把量筒中的NaOH溶液一次倒入小燒杯而不能緩緩倒入？
減少熱量損失
2.實驗中能否用環形銅絲攪拌棒代替環形玻璃攪拌棒？為什么？
不能。因為銅絲易導熱，使熱量損失較大
思考與討論
3.若該實驗中測得溫度的情況如下，選用數據進行計算時，相差 太大的數據應怎么辦？
溫度 實驗次數 實驗次數起始溫度t1/℃ 終止溫度t2/℃ 溫度差
（t2-t1)/℃
HCl NaOH 平均值 1
2
3
4
20.1
20.1
20.1
20.1
19.9
19.9
19.9
19.9
20
20
20
20
2.0
22.0
23.2
23.1
3.2
23.2
3.2
3.1
誤差較大，要舍去
4. 理論上，在25℃和101kPa下，強酸、強堿稀溶液發生中和反應生成1mol H2O時，放出57.3kJ熱量。為何所測得的數據小于57.3 kJ，分析產生誤差的原因。
可能的原因有：（1）儀器保溫性能差。
（2）實驗中忽略了量熱計、溫度計所吸收的熱量，因此也使結果偏低。
（3）計算中假定溶液比熱容為4.18 J/(g·℃) ，密度為 1g/cm3，實際上這是水的比熱容和密度，酸堿溶液的比熱容、密度均較此數大，所以也使結果偏低。
（4）測了酸的溫度后的溫度計未用水清洗而便立即去測堿的溫度，致使熱量損失而引起誤差。
（5）實驗過程中有液體灑在外面。
（6）混合酸、堿溶液時，動作緩慢，導致實驗誤差。
思考與討論
課堂小結
吸收能量
舊鍵斷裂
新鍵形成
釋放能量
本質
化學反應
變化
守恒
體系的內能
體系與環境的能量變化
反應熱 焓變
熱效應
放熱反應
吸熱反應
反應物＞生成物
的焓 的焓
反應物＜生成物
的焓 的焓
△H＜0
△H＞0
謝 謝

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