資源簡介

(共21張PPT)
化學反應的反應熱
1.了解反應熱的概念，能正確判斷吸熱反應和放熱反應。
2.知道通過實驗可定量測定反應熱，掌握中和反應反應熱測定的實驗及注意事項。
化學反應幾乎都伴隨著熱量的釋放或吸收，而且在一定條件下，一個反應釋放或吸收的熱量是一定的。
那么，應如何定量地描述一個化學反應釋放或吸收的熱量呢？
自熱火鍋
暖寶寶
燃料燃燒
鋁熱反應
體系與環境
環境
體系
環境：體系以外的其他部分
體系：人為劃定的研究對象(物質系統)
物質交換
熱量交換
熱量：因溫度不同而在體系與環境之間交換或傳遞能量
熱量變化的原因？
反應物總能量高于生成物總能量為放熱反應
思考：放熱反應是否和點燃、加熱、高溫有必然關系？
宏觀視角，物質具有的能量有高低：
反應物
能量
放出熱量
放熱反應
反應產物
反應物
能量
吸收熱量
吸熱反應
反應產物
反應物總能量低于生成物總能量為吸熱反應
熱量變化的原因？
舊鍵斷裂吸收能量小于新鍵形成放出能量為放熱反應
思考：典型的吸熱反應和放熱反應有哪些？
微觀視角，反應過程中成斷鍵的鍵能大?。?br/>舊鍵斷裂吸收能量大于新鍵形成放出能量為吸熱反應
放熱反應
①大多數 反應；
②所有的 反應；
③___________反應；
④較活潑金屬與酸的反應；
⑤活潑金屬與H2O的反應；
⑥鋁熱反應；⑦緩慢氧化反應。
化合
燃燒
酸堿中和
吸熱反應
①大多數 反應；
②銨鹽和堿的反應：Ba(OH)2·8H2O與 的反應；
③C和 的反應；
④少數化合反應。
⑤檸檬酸和NaHCO3反應
分解
NH4Cl
CO2或H2O(g)
化學反應幾乎都伴隨著熱量的釋放或吸收，而且在一定條件下，一個反應釋放或吸收的熱量是一定的。
那么，應如何定量地描述一個化學反應釋放或吸收的熱量呢？
自熱火鍋
暖寶寶
燃料燃燒
鋁熱反應
反應熱
反應熱的概念
當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應，簡稱反應熱。
反應吸熱時Q取正值，即Q＞0；反應放熱時Q取負值，即Q＜0。
符號：Q
反應熱的測定
測定反應熱的儀器——量熱計
溫度計：測量反應前后體系的溫度
攪拌器：
使反應充分進行、保持體系的溫度均勻
外筒：保溫作用
內筒：反應容器
反應物
反應熱的測定
計算方法：Q＝ 。其中C表示溶液及量熱計的 ；T1、T2分別表示 。
－C(T2－T1)
熱容
反應前和反應后體系的溫度
Q＝－C·(T2－T1)或－c·m·(T2－T1)
c為水的比熱容，
m為溶液的總質量
后者計算公式的適用前提是
稀溶液，溶液比熱容近似為水
溶液可以無限程度的稀嗎
太稀則溫度變化不明顯
T2 和 T1 分別是反應的什么溫度？
T2 反應最高溫度
T1 溶液前的初始溫度（控制相同）
實驗測定中和反應的反應熱
（1）用一個量筒量取50 mL 0.5mol/L鹽酸，倒入小燒杯中，并用溫度計測量鹽酸的溫度T1。然后把溫度計上的酸用水沖洗干凈。
（2）用另一個量筒量取50 mL 0.55mol/L NaOH溶液，并調節溫度使其與量熱計中鹽酸的溫度相同。（或者取平均值亦可）
（3）把溫度計和環形玻璃攪拌棒放入小燒杯的鹽酸中，并把量筒中的NaOH溶液一次倒入小燒杯。用環形玻璃攪拌棒輕輕攪動溶液。待溫度不再上升時，讀取混合溶液的最高溫度T2，記為終止溫度。
（4）近似認為溶液比熱容等于水比熱容，根據溶液溫度升高數值，計算此中和反應的反應熱。取三次測量所得溫度差的平均值作為計算依據。
（5）用同樣方法分別測定KOH溶液與鹽酸反應、NaOH溶液與硝酸反應的反應熱。
1.實驗步驟——教材P3
注意：(1)取三次測量所得溫度差的平均值
(2)T2 - T1若異常要舍去
實驗次數 實驗起始溫度/℃ 終止溫度/℃ 溫度差/℃
HCl NaOH 平均值
1 20.5 20.5 20.5 23.9 3.4
2 20.6 20.4 20.5 23.8 3.3
3 20.5 20.5 20.5 23.8 3.3
4 20.5 20.5 20.5 25.8 5.3
水的比熱容c＝4.18 kJ·K-1·kg-1，則50 mL 0.50 mol/L鹽酸與 50 mL 0.55 mol/LNaOH溶液發生中和反應時放出的熱量為：Q= －c·(m1+m2)·(T2-T1)=__________________。
－ 0.418 × (T2-T1) kJ
HCl(aq) + NaOH (aq) ＝ H2O(l) + NaCl (aq)
0.025mol 0.0275mol 0.025mol Q= －0.418×(T2-T1)kJ
1mol 1mol 1 mol
思考：中和反應的反應熱隨著反應物用量變化而變化，當生成1mol H2O(l)時放熱多少？
－0.418×(T2-T1) kJ×(1÷0.025) mol
2.數據處理
實驗次數 實驗起始溫度 終止溫度 /℃ 溫度差 /℃ 反應熱/kJ·mol-1
HCl NaOH 平均值
1 20.5 20.5 20.5 23.9 3.4 -56.8
2 20.6 20.4 20.5 23.8 3.3 -55.2
3 20.5 20.5 20.5 23.8 3.3 -55.2
實驗次數 實驗起始溫度 終止溫度 /℃ 溫度差 /℃ 反應熱
/kJ·mol-1
HCl KOH 平均值
1 20.5 20.5 20.5 23.9 3.4 -56.8
2 20.6 20.4 20.5 23.9 3.4 -56.8
3 20.5 20.5 20.5 24.0 3.5 -58.3
實驗次數 實驗起始溫度 終止溫度 /℃ 溫度差 /℃ 中和熱
/kJ·mol-1
HNO3 NaOH 平均值
1 20.5 20.5 20.5 23.9 3.4 -56.8
2 20.6 20.4 20.5 23.9 3.4 -56.8
3 20.5 20.5 20.5 23.8 3.3 -55.2
思考：為什么強酸強堿稀溶液發生中和時，生成1mol H2O(l)反應熱近似相同？
在稀的水溶液混合前，這些強電解質已經完全電離，混合后，H+和OH－之間成鍵放出熱量相近。
大量實驗測得，在 25 ℃和101 kpa下強酸稀溶液與強堿稀溶液發生中和反應生成1mol液態水時，約放出57.3kJ的熱量。
中和熱
定義：在稀溶液中，強酸跟強堿發生中和反應生成1mol液態水時所釋放的熱量。
實質：H+ + OH－ = H2O Q=－57.3 kJ·mol-1
①稀溶液中，1 mol HCl 和1 mol Ba(OH)2反應
②稀溶液中，2 mol HCl 和1 mol Ba(OH)2反應
③稀溶液中，1 mol H2SO4 和1 mol Ba(OH)2反應
④稀溶液中，1 mol CH3COOH 和1 mol KOH反應
⑤稀溶液中，1 mol HCl 和1 mol NH3·H2O反應
⑥濃硫酸和NaOH溶液混合，反應生成1 mol H2O(l)
判斷：下列物質在稀溶液中發生反應的中和熱是否為-57.3 kJ/mol ？
是
是，中和熱的數值和強酸強堿用量無關
否，測得的中和熱數值偏大
否，測得的中和熱數值偏小
否，測得的中和熱數值偏小
否，測得的中和熱數值偏大
思考：實驗測定中和反應的反應熱常常小于57.3 kJ，為了提高測定的準確度可以采取哪些措施 （提示：可從實驗裝置、試劑用量、實驗操作三個角度考慮）
(2)都用稀溶液，避免濃溶液稀釋、固體溶解帶來的熱量變化。采用堿稍過量的方法保證酸液完全被中和。
(5)重復上述步驟2次，取平均值使得測量溫度差更準確。
(4)混合后立即蓋上杯蓋以減少熱量損失，密切關注溫度的變化，記錄最高的溫度。
試劑
操作
(3)溫度計測完酸后用水沖洗干凈，擦干。防止測定堿液時帶入酸液中和放熱
實驗裝置
(1)玻璃攪拌器（不傳熱）攪拌，保證溶液溫度均勻等
1.在測定中和反應的反應熱的實驗中，下列敘述錯誤的是
A.向量熱計中加入鹽酸，攪拌后的溫度為初始溫度
B.實驗中可使酸或堿略過量
C.向量熱計中加堿液時，堿液的溫度應與酸的溫度相同
D.可以用氫氧化鉀代替氫氧化鈉，濃硫酸代替鹽酸
D
2.已知斷裂1 mol C—H吸收414.4 kJ熱量，斷裂1 mol C—C吸收347.4 kJ熱量，形成1 mol C==C放出615.3 kJ熱量，形成1 mol H—H放出435.3 kJ熱量。乙烷分解的反應可表示為
若在反應中消耗了1 mol乙烷，則有關該反應的說法正確的是
A.該反應放出251.2 kJ熱量 B.該反應吸收251.2 kJ熱量
C.該反應放出125.6 kJ熱量 D.該反應吸收125.6 kJ熱量
D
3.反應A＋B―→C(Q＜0)分兩步進行：①A＋B―→X(Q＞0)，②X―→
C(Q＜0)。下列示意圖中，能正確表示總反應過程中能量變化的是
D
反應熱與化學鍵的關系
Q＝ΔE1－ΔE2

展開更多......

收起↑