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第一章 化學反應的熱效應
第一節(jié) 第一課時
反應熱、焓變
1．知道內(nèi)能是體系內(nèi)物質(zhì)的各種能量的總和，受溫度、壓強、物質(zhì)的聚集狀態(tài)的影響。
2．了解反應熱與焓變的含義，了解化學能與熱能的相互轉(zhuǎn)化，等壓條件下化學反應的反應熱可以用焓變的表示。
3.知道中和反應反應熱的測定方法。
課程目標
能量變化
物質(zhì)
變化
基礎
化學反應的特征
熱能
電能
光能
……
吸收
釋放
放熱反應 吸熱反應
①所有燃燒反應
②酸堿中和反應
③活潑金屬跟水或酸的反應
⑤物質(zhì)的緩慢氧化(食物腐敗)
④大多數(shù)化合反應
①大多數(shù)分解反應
②銨鹽與堿的反應，如Ba(OH)2·8H2O或Ca(OH)2與NH4Cl反應
③以C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應，如C與H2O(g)反應，C與CO2反應， H2與CuO反應
④NaHCO3與鹽酸的反應
【問題1】
你能列舉常見的放熱、吸熱反應嗎？
一個化學反應是放熱反應還是吸熱反應與條件（如加熱）無任何關系。
【問題2】
如何定量描述化學反應中釋放或者吸收的熱量
體系(系統(tǒng))：試管中的溶液及發(fā)生的反應等。(包括反應物、生成物、發(fā)生的反應)
環(huán)境：與體系相互影響的其它部分(如試管、空氣等)
體系
環(huán)境
熱量
反應熱：
在等溫條件下，化學反應體系向環(huán)境釋放或從環(huán)境吸收的熱量，稱為化學反應的熱效應，簡稱反應熱。
體系
環(huán)境
熱量
等溫：指化學反應發(fā)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。
從能量角度分析，化學反應為什么會產(chǎn)生反應熱？
內(nèi)能：體系內(nèi)物質(zhì)的各種能量的總和，受溫度、壓強和物質(zhì)的聚集狀態(tài)等影響。
宏觀
焓(H)：與內(nèi)能有關的物理量。
焓變（ H ）：
H＝ H生成物 — H反應物
單位： kJ/mol 或 kJ mol-1
焓變(ΔH)：等壓條件下反應熱等于反應的焓變，用ΔH表示。
H＝H(生成物）－ H(反應物）
放熱反應
吸熱反應
H
反應物
生成物
反應物
生成物
H ＜0
H ＞0
H
∑H (反應物）＞ ∑H(生成物）
∑H (反應物）＜ ∑H(生成物）
從能量變化的原因角度分析，化學反應為什么會產(chǎn)生反應熱？
微觀
吸收能量679 kJ
釋放能量862 kJ
H ＝ 183 kJ/mol
任務二 探究化學反應中為什么會有反應熱
微觀分析
H＝∑E (反應物斷鍵吸收的能量）－∑E (生成物成鍵放出的能量）
反應物
生成物
化學反應
鍵斷裂
鍵生成
原子重新組合
吸收能量
放出能量
吸收能量 ＞ 釋放能量 吸熱反應
吸收能量 ＜ 釋放能量 放熱反應
探究化學反應中為什么會有反應熱
拆開 1 mol H H鍵、1 mol N H鍵、1 mol N N鍵所需能量分別是436 kJ、391 kJ、946 kJ，則1 mol N2(g)轉(zhuǎn)化為NH3(g)時的反應熱是多少？
＝ 946 kJ/mol + 3×436 kJ/mol 6×391 kJ/mol
＝ 92 kJ/mol
H(估算) ＝∑E (反應物鍵能）－∑E (生成物鍵能）
N2(g) + 3H2(g) 2NH3 (g) H＝
計算反應熱
運用量熱計直接測定反應熱。
保溫杯式量熱計
反應熱的測定工具
中和反應反應熱的測定
1、反應原理：Q = CmΔt
Q：中和反應放出的熱量。
m：反應混合液的質(zhì)量。
C：反應混合液的比熱容。
Δt：反應前后溶液溫度的差值
溫度計
玻璃
攪拌器
【實驗測量步驟】
熱量損失
高
【數(shù)據(jù)處理】
實驗次數(shù) 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 25.0 25.2 _____ 28.5 ____
2 24.9 25.1 _____ 28.3 ____
3 25.6 25.4 _____ 29.0 ____
25.1
3.4
3.3
25.0
25.5
3.5
m = V酸ρ酸＋V堿ρ堿 V酸=V堿 =50 mL；
為了計算方便，可近似認為實驗所用酸、堿稀溶液的密度與水的相
同，并忽略量熱計的比熱容。
ρ酸=ρ堿=1 g/cm3、C=4.18 J/(g·℃)。
Q =4.18 ×10-3 ×(50+50)(t2 - t1)kJ = 0.418(t2 - t1)kJ。
生成1 mol H2O放出的熱量為：
kJ/mol
0.418(t2 - t1)
0.025
Q
n
=
n酸=0.025mol
n堿=0.0275mol
【思考討論】
中和反應熱測定實驗中產(chǎn)生實驗誤差的原因有哪些？
【注意事項】
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(wěn)定一段時間后再記下讀數(shù)。
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(shù)據(jù)的平均值。
kJ/mol
0.418(t2 - t1)
0.025
Q
n
=
答案：兩杯口相平，可使蓋板把杯口盡量蓋嚴，從而減少熱量損失；填碎紙條的作用是為了達到保溫隔熱、減少實驗過程中熱量損失的目的。若換用隔熱、密封性能更好的裝置（如保溫杯）會使實驗結果更準確。
思考1：大、小燒杯放置時，為何要使兩杯口相平？填碎泡沫塑料（或碎紙條）的作用是什么？對此裝置，你有何更好的建議？
思考2：為什么不用鐵質(zhì)攪拌棒？
鐵與鹽酸之間會發(fā)生反應，另外鐵的導熱性好，這樣都會造成熱量的損失。
思考3：溫度計上的酸為何要用水沖洗干凈？沖洗后的溶液能否倒入小燒杯？為什么？
答：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(fā)生中和反應而使熱量散失，故要沖洗干凈；沖洗后的溶液不能倒入小燒杯，若倒入，會使溶液的總質(zhì)量增加，而導致實驗結果誤差。
思考4：實驗中所用HCl和NaOH的物質(zhì)的量比為何不是1∶1而是NaOH過量？
答：為了保證0.50 mol/L的鹽酸完全被NaOH中和，采用0.55 mol/L NaOH溶液，使堿稍稍過量。
不宜用鹽酸過量：因為在空氣中鹽酸相對堿穩(wěn)定，堿極易與空氣中CO2反應，故如果鹽酸過量，此時所用的堿很難保證完全與HCl反應
大量實驗測得，在25℃和101kpa下強酸稀溶液與強堿稀溶液發(fā)生中和反應生成1mol水時，放出57.3kJ的熱量
弱酸弱堿稀溶液，因為電離吸熱，故生成1molH2O放熱 < 57.3 kJ
強酸強堿濃溶液，因為稀釋放熱，故生成1molH2O放熱 >57.3 kJ
總結 反應熱、焓、焓變的比較
反應熱 焓變 焓
概念 在等溫條件下，化學反應體系向環(huán)境釋放或從環(huán)境吸收的熱量 化學反應中生成物的總焓與反應物的總焓之差 物質(zhì)所具有的能量
符號 ΔQ ΔH H
單位 kJ/mol 數(shù)值 正值表示反應吸熱；負值表示反應放熱 只有正值
聯(lián)系 反應熱=焓變（等壓）；ΔH=H(生成物)－H(反成物) 注意 焓變、焓、反應熱代表的意義不同。 任何化學反應都有反應熱。 物質(zhì)三態(tài)之間變化的焓變不能叫反應熱，反應熱是化學反應的焓變。

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