資源簡介

(共24張PPT)
第一章 化學反應的熱效應
第一節 反 應 熱
第 一 講 反應熱的表示方法
反應熱的
表示方法
反應熱的
計算
反應熱的
測量
本章要點
復習回顧
這個世界最本質的存在就是能量，能量的奧秘引導著文明一路向前
化學反應的過程，既是物質的轉化過程，也是化學能與熱、電等其它形式能量的轉化過程。化學反應既遵守質量守恒定律，也遵守能量守恒定律。
能量是唯一的通用貨幣。要想達成任何目標，能量都必不可少。
能量流動方式的每一次改進，結果都帶來了文化機制的提升
引自：瓦茨拉夫·斯米爾《能量與文明》
上海夜景
復習回顧
熱量的吸收或釋放是化學反應中最常見的能量變化形式。化學反應有的是放熱反應，有的化學反應是吸熱反應
所有的燃燒反應
大多數化合反應
金屬與酸的反應
酸堿中和反應
化學中常見的放熱反應：
化學常見的吸熱反應：
部分化合反應：如碳與二氧化碳反應
……
大多數的分解反應
……
多數銨鹽與堿的反應
1、化學反應過程中化學鍵斷裂時要＿＿＿＿＿
化學鍵形成時要＿＿＿＿＿
吸收能量
放出能量
2、化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因，化學反應中的物質變化總會伴隨能量變化，能量變化通常表現為熱量的釋放和吸收。
3、如果一個化學反應過程中放出的能量多于吸收的能量，則能量向環境釋放熱量，反應為放熱反應，反之，反應為吸熱反應。
【說明】化學反應的能量變化，除轉化為熱能外，還轉化為機械能、光、聲、電等多種能量形式，高中默認為在物定條件下化學反應能量全部轉化為熱能
復習回顧
化學反應能量變化的本質：
化學反應的過程，本質上就是舊的化學鍵斷裂，新的化學鍵形成的過程
H2 （g） + Cl2 （g） = 2HCl（g）
H—H
Cl —Cl
2 H—Cl
斷開
斷開
吸收436KJ 能量
吸收243KJ能量
共放出862KJ能量
形成
注：數據為在25℃和101kpa條件下的數據
反應前后能量差：436KJ+243KJ-431×2KJ= -183KJ
注：1mol氣態分子AB離解成氣態原子所需要的能量，叫鍵能。（離解成氣態原子和形成氣態原子所需的能量相等）。
鍵能越大，化學鍵越牢固，含有該鍵的分子越穩定
反應物的總能量高
生成物的總能量低
放出能量
生成物的總能量高
反應物的總能量低
吸收能量
放熱反應
吸熱反應
反應熱 焓變：
學生閱讀教材
P4、P6、P7、P8
弄清相關概念
1、反應體系（系統）：我們把化學反應中該反應的反應物和生成物看做一個反應體系，簡稱體系或系統
2、環境：而把除它們之外的物質（如空氣等）稱為環境。
3、熱量：是指因溫度不同而在體系與環境之間的熱量交換或傳遞的能量
吸熱反應：生（總）＞反（總 ）----體系能量升高，環境溫度降低
放熱反應：生（總）＜反（總 ）----體系能量降低，環境溫度升高
體系
環境
反應熱 焓變：
4、內能：任何一種物質都具有一定的能量，這種能量稱為內能。
能量越低,物質越穩定 鍵能越大,物質越穩定
6、焓變(ΔH)：物質的內能變化值
單位: 常用kJ/mol或kJ·mol-1
5、焓(H)：是一個與內能有關的物理量
ΔH = H生成物－H反應物
反應熱 焓變：
7、反應熱：化學反應體系向環境中釋放或從環境中吸收的熱量。
恒壓條件下體系的反應熱 = 體系的焓變
用焓變表示反應熱：
焓增加—吸熱反應
表示為
“ + ”
或 ΔH＞0
焓減少—放熱反應
“－ ”
表示為
或 ΔH＜0
為什么會如此規定呢？
反應熱 焓變：
吸熱反應
放熱反應
反應熱 焓變：
從微觀的角度討論反應熱的實質
H2 （g） + Cl2 （g） = 2HCl（g）
H—H
Cl —Cl
2 H—Cl
斷開
斷開
吸收436KJ 能量
吸收243KJ能量
共放出862KJ能量
形成
注：數據為在25℃和101kpa條件下的數據
反應前后消耗的能量差：
436KJ + 243KJ - 431×2KJ = -183KJ
反應熱與鍵能
ΔH = E斷鍵吸收－E成鍵放出
反應物鍵能和 = 生成物鍵能和 + Δ H
核心：化學反應前后能量守恒
練習
1、1molC與1molH2O(g)反應生成1molCO(g)和1molH2(g)，需吸收131.5kJ的熱量，該反應的反應熱為△H= kJ/mol。
2、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： ，1mol H2生成NH3的反應熱為： 。
＋131.5
－92kJ/mol
－30.67kJ/mol
熱化學反應方程式
1、定義：
能表示參加反應物質的量和反應熱的關系的化學方程式，叫做熱化學方程式。
例如：H2(g)＋I2(g) =2HI (g) ΔH=－14.9 kJ/mol是碘單質和氫氣反應的一個熱化學反應方程式。
答： 表示1molH2(g)與1molI2(g)反應生成 2molHI (g) 放出14.9 kJ的熱量。
如何理解 H2(g)＋I2(g) =2HI (g) ΔH=－14.9 kJ/mol這個熱化學方程式？
熱化學反應方程式
思考：對比上述兩種反應方程式，熱化學方程式與化學方程式有哪些不同？正確書寫熱化學方程式應注意哪幾點？
熱化學反應方程式：
H2 (g) + 1/2 O2 (g) = H2O (l) ΔH=-285.8kJ/mol
化學方程式：2H2 + O2 = 2H2O
熱化學反應方程式
③必須標明各種物質的狀態(s—固體、l—液體、g—氣體、aq—水溶液)。
②方程式后面必須標明反應熱吸熱還是放熱的符號，
吸熱反應ΔH為“＋”、放熱反應ΔH為“－”。
①需注明反應的溫度和壓強；因反應的溫度和壓強不同時，其ΔH會不同。（對于25℃、101KPa時進行的反應可以不注明）
2、熱化學方程式書寫的注意事項：
H2 (g) + 1/2 O2 (g) = H2O (g) ΔH=-241.8kJ/mol
H2 (g) + 1/2 O2 (g) = H2O (l) ΔH=-285.8kJ/mol
熱化學反應方程式
⑦可逆反應向逆向進行時，反應熱與正反應數值相等，符號相反。
⑥一般不需要注明反應的條件。不用↑或↓符號。
⑤ΔH的數值與反應的計量數成比例； 計量數不同， ΔH不同。
④熱化學方程式中各物質化學式前面的計量數僅表示該物質的物質的量，所以，可以用分數表示。
2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g) ΔH=-571.6 kJ/mol
H2 (g) + 1/2 O2 (g) = H2O (g) ΔH=-285.8kJ/mol
反應熱大小的比較
如：2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) △H1=-akJ/mol
H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) △H2=-bkJ/mol
a﹥b
△H1 ＜△H2
步驟：1、比較熱量的絕對值大小，2、帶符號比較 △H 大小
S(g)+O2(g)==SO2(g) △H1=- Q1 kJ/mol
S(s)+O2(g)==SO2(g) △H2=- Q2 kJ/mol
Q1>Q2
△H1 <△H2
3、反應熱大小的比較
練習
1、書寫下列反應的熱化學方程式
①2molCu(s)與適量O2(g)反應生成CuO(s)，放出314kJ熱量；
②1g 硫粉在氧氣中充分燃燒放出 9.36kJ熱量，寫出硫燃燒的熱化學方程式。
2Cu(s)+O2(g)=2CuO (s) △H=－314kJ/mol
S(s)+O2(g)=SO2 (g) △H=－299.52kJ/mol
熱化學反應方程式
2、已知在25℃，101kpa下，1克C8H18(辛烷)燃燒生成二氧化碳和液態水時放出48.40kJ熱量，表示上述反應的熱化學方程式正確的是
A．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(g) ΔH=-48.40 kJ·mol-1
B．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(1) ΔH=-5518 kJ·mol-1
C．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(1) ΔH=+5518 kJ·mol-1
D．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(1) ΔH=-48.40 kJ·mol-1
B
熱化學反應方程式
3、已知某溫度下的熱化學方程式：
2SO2(g) ＋O2(g) 2SO3(g) △H=-197kJ/mol
試寫出SO3分解的熱化學反應方程式。
2SO3(g) 2SO2(g) ＋O2(g) △H=+197kJ/mol
對于可逆反應，
①當反應逆向進行時，其反應熱與正反應的數值相等，符號相反。
②其反應熱是指反應物完全轉變成生成物放出或吸收的熱量。
練習
4、已知
①H2 (g) + 1/2 O2 (g) = H2O (g) ΔH1= akJ/mol
② 2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g) ΔH2= b kJ/mol
③ H2 (g) + 1/2 O2 (g) = H2O (l) ΔH3= c kJ/mol
④ 2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (l) ΔH4= d kJ/mol
下列關系中正確的是（ ）
A.a＜c＜0 B.b＞d＞0
C.2a=b＜0 D.2c=d＞0
C
謝 謝 觀 看
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