資源簡介

(共29張PPT)
章
一
第
化學反應的熱效應
第1課時　
反應熱　焓變
第一節　反應熱
化學反應的過程，既是物質的轉化過程，也是化學能與熱、電等其他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。
化學反應中的能量變化是以物質變化為基礎的，能量變化的多少與參加反應的物質種類和多少密切相關。
情境引入
問題一：以上反應中伴隨著怎樣的能量變化？
問題二：如何實現石灰石的分解？能量如何變化？
熱量的釋放或吸收是化學反應中能量變化的常見形式。
思考
在實際應用中，人們如何定量地描述化學反應過程中釋放或吸收的熱量呢？
思考
1.反應熱及其測定
（1）體系與環境——以鹽酸與NaOH溶液之間的反應為例
與體系相互影響的其他部分，如盛溶液的試管和溶液之外的空氣等看作環境。
反應物：NaOH溶液、鹽酸
發生的反應：NaOH+HCI=NaCl+H2O
生成物：NaCl、H2O
一、反應熱 焓變
講授新課
某試管中盛有Al粉和稀鹽酸，下列有關說法不正確的是 （ ）
A.試管、Al粉、稀鹽酸及發生的反應可看作一個體系
B.除反應物、生成物及相關反應外，其他均看作環境
C.Al與稀鹽酸反應導致體系溫度升高，且向環境中釋放熱量
D.Al與稀鹽酸反應的反應熱可以通過量熱計測量
隨堂小練
A
①熱量：因溫度不同而在體系與環境之間交換或傳遞的能量。
（2）體系與環境的熱量交換——反應熱
②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。
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同。
講授新課
③直接測定反應熱的方法
測量儀器
量熱計
測定原理
用溫度計測量反應前后體系的溫度變化，根據有關物質的比熱容等來計算反應熱
講授新課
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。
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
探究
探究
【實驗測量】
（1）反應物溫度的測量
①用量筒量取50mL0.50mol/L鹽酸，打開杯蓋，倒入量熱計的內筒中，蓋上杯蓋，插入溫度計，測量并記錄鹽酸的溫度（數據填入下表）。
用水把溫度計上的酸沖洗干凈，擦干備用。
②用另一個量簡量取50mL0.55mol/L.NaOH溶液，用溫度計測量并記錄NaOH溶液的溫度（數據填入下表）。
探究
（2）反應后體系溫度的測量
打開杯蓋，將量筒中的NaOH溶液迅速倒入量熱計的內簡中，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（t2）。
（3）重復上述步驟（l）至步驟（2）兩次。
思考問題一：能否更換溫度計？
不能，會存在儀器誤差
思考問題二：能否測完酸后直接測量堿的溫度？
不能，殘留的酸與堿反應，造成酸堿消耗，熱量損失
思考問題三：為什么堿的濃度稍大于酸？
為了保證鹽酸完全被中和
思考
探究
【數據處理】
（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。
為了計算簡便，可以近似地認為實驗所用酸、堿稀溶液的密度、比熱容與水的相同，并忽略量熱計的比熱容，則：
①50mL0.50mol/L鹽酸的質量m1=50g，50mL0.55mol/LNaOH溶液的質量m2=50g。
②反應后生成的溶液的比熱容c=4.18J/（g·℃），50mL0.50mol/L鹽酸與50ml0.55mol/LNaOH溶液發生中和反應時放出的熱量為（m1+m2）·c·（t2-t1）= 。
③生成lmolH2O時放出的熱量為 .
探究
（l）導致中和反應反應熱測定存在誤差的原因
①量取溶液的體積不準確。
②溫度計讀數有誤（如未讀取到混合溶液的最高溫度，就記為終止溫度）。
③實驗過程中有液體濺出。
④混合酸、堿溶液時，動作緩慢。
⑤隔熱層隔熱效果不好，實驗過程中有熱量損失。
⑥測過酸溶液的溫度計未用水清洗便立即去測堿溶液的溫度。
⑦溶液濃度不準確。
⑧沒有進行重復實驗。
問題與討論
（2）提高測定反應熱準確度的措施
①實驗中用溫度計先后測量酸溶液、堿溶液及混合溶液的溫度時，使用同一支溫度計可減小實驗誤差，且測量完一種溶液后，溫度計必須用水沖洗干凈并用濾紙擦干。溫度計的水銀球要完全浸入溶液中，且要穩定一段時間后再記下讀數。
②反應物應一次性迅速加入，且避免有液體濺出。
③實驗操作時動作要快，盡量減少熱量的損失。
④重復實驗3次，取3次實驗數據的平均值。
講授新課
下列有關中和反應反應熱測定實驗的說法正確的是( )
A.溫度計能代替玻璃攪拌器，用于攪拌反應物
B.強酸與強堿反應生成1molH2O（l）釋放的熱量都約為57.3kJ
C.測定中和反應反應熱實驗中，讀取混合溶液不再變化的溫度為終止溫度
D.某同學通過實驗測得鹽酸和NaOH溶液反應生成lmolH2O（1）放出的熱量為52.3kJ，造成這一結果的原因不可能是所用酸、堿溶液濃度過大
D
隨堂小練
（1）內能：
內能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。化學反應之所以會產生反應熱是因為化學反應前后體系的內能（符號為U）發生了變化。
（2）焓：
焓是物質所具有的能量，是與內能有關的物理量，符號是H。
講授新課
2、反應熱與焓變
（3）焓變：
在等壓條件下進行的化學反應，其反應熱等于反應的焓變。
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AH。
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）。
講授新課
（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，
講授新課
下列說法正確的是( )
A.反應熱是1mol物質參加反應時的能量變化
B.當反應放熱時△H>0，反應吸熱時△H<0
C.任何條件下，化學反應的焓變都等于化學反應的反應熱
D.在一定條件下，某一化學反應是吸熱反應還是放熱反應，由生成物與反應物的焓值差決定
隨堂小練
D
①微觀角度
a.化學反應的本質及特點
化學反應
物質變化
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
講授新課
（5）化學反應過程中能量變化的原因
b.舉例
[以1molH2（g）和1mol Cl2（g）在一定條件下反應生成2molHCI（g）的能量轉化為例]
1molH2與1molCl2反應生成2molHCl時的反應熱，應等于生成物分子的化學鍵形成時所釋放的總能量（862kJ）與反應物分子的化學鍵斷裂時所吸收的總能量（436kJ+243kJ=679kJ）的差，即放出183kJ的能量。
上述分析表明，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。
講授新課
②宏觀角度
從物質內能角度分析，若化學反應中反應物的總能量大于生成物的總能量，反應物轉化為生成物時放出熱量，則為放熱反應。
講授新課
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。
講授新課
（6） △H的計算方法
已知斷裂1molN=N鍵所吸收的能量為946kJ，形成1mol N-H鍵所放出的能量為391kJ，若1mol N2（g）和3molH2（g）完全反應生成2mol NH3（g）時放出的能量為92.2kJ，則斷裂1mol H-H鍵所吸收的能量是（ ）
A.436kJ B.433.6kJ C.463kJ D.869kJ
牛刀小試
A
已知：H2（g）+F （g）=2HF（g） △H=-270kJ·mol-1，下列說法正確的是( )
A.在相同條件下，1molH2（g）與1molF2（g）的能量總和大于2mol HF（g）的能量
B.1mol H2（g）與1molF2（g）反應生成2mol液態HF放出的熱量小于270kJ
C.該反應的逆反應是放熱反應
D.該反應過程的能量變化可用右圖表示
A
牛刀小試
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