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化學反應的反應熱
第1章 化學反應與能量轉化
1.認識化學能可以轉化為熱能，并能解釋化學變化、能量變化的本質。
2.通過中和反應的反應熱測定實驗，明確反應熱測定的原理、方法和注意事項。
任何一個化學反應，都既有物質變化，又有能量變化。
思考1：化學反應中的能量變化形式有哪些？
化學能
熱能（主要） 光能 電能 機械能
放熱反應
吸熱反應
思考2：哪些反應是放熱反應？哪些反應是吸熱反應？
放熱反應
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
吸熱反應、放熱反應與反應條件無必然聯系。
思考3：化學反應中能量變化的原因是什么？（化學反應的實質）
化學反應的實質：
舊鍵的斷裂（吸收能量）和新鍵的形成（釋放能量）
斷裂舊化學鍵吸收的總能量＜形成新化學鍵釋放的總能量
斷裂舊化學鍵吸收的總能量＞形成新化學鍵釋放的總能量
放熱反應
吸熱反應
(一)反應熱
1、定義：
2、符號：
3、單位：
一、化學反應的反應熱
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為該反應在此溫度下的熱效應，簡稱反應熱。
Q > 0，表示吸熱；Q < 0，表示放熱
J 或 kJ
反應熱的數值可以通過實驗測得，也可以通過理論計算求得。
反應熱的理論計算
【練一練】SF6是一種優良的絕緣氣體，分子結構中只存在S—F。已知：1 mol S(s)轉化為氣態硫原子吸收能量280 kJ，斷裂1 mol F—F、S—F需吸收的能量分別為160 kJ、330 kJ。則常溫下1 mol硫單質與3 mol F2發生下列反應：
S(s)＋3F2(g)===SF6(g)的反應熱Q＝ ，該反應為 反應(填“放熱”或“吸熱”)
Q＝280 kJ＋3×160 kJ－330 kJ×6
－1220 kJ
放熱
Q＝Σ反應物鍵能－Σ反應產物鍵能
鍵能：斷裂1 mol化學鍵吸收的能量或形成1 mol化學鍵釋放的能量。
反應熱的實驗測定
測定反應熱的儀器——量熱計:
使反應充分進行，體系的溫度均勻
測定反應前后溶液的溫度
保溫作用
反應容器
反應熱的實驗測定
想一想：
1、環形玻璃攪拌棒是怎樣攪拌溶液的？
2、加入NaOH溶液時應分多次加入還是一次全部加入？
3、終止溫度應記錄溶液達到的最高溫度還是最終溫度？
1、要使用同一支溫度計，這是因為不同溫度計產生的系統誤差不同。且測定一種溶液后必須洗凈并用濾紙擦干，以便于下次測量。
2、實驗動作要快，隔熱和保溫效果要好，以減少熱量損失。
3、實驗數據需重復測量2-3次，取溫度差值的平均值。
注意事項：
Q ＝－cm ( T2－T1 )
熱容與比熱
在不發生化學反應和物質聚集狀態不變的條件下，物質吸收熱量，溫度每升高 1 K 時所吸收的熱量稱為該物質的熱容。熱容用符號 C 表示，其單位為 J·K-1。
純物質的熱容與其質量成正比。單位質量的物質的熱容稱為該物質的比熱容，簡稱比熱c。比熱的單位為kJ·K-1·kg-1。常溫下，液態水的比熱為 4.18 kJ·K-1·kg-1。
計算公式:
T：熱力學溫度 單位：K T(K)=t(℃) +273.15
起始溫度t/ c 終止溫度t/ c 溫度差t/ c 溫度差平均值t/ c
1 26.1 30.4
2 27.2 33.3
3 26.6 30.7
4 25.6 29.8
取50mL 0.5mol/L NaOH溶液和30mL 0.5mol/L H2SO4進行實驗，實驗數據如下：求反應放出的熱量Q和中和熱Q(中和熱)。
4.3
6.1
4.1
4.2
4.2
誤差大，舍
中和熱：酸與堿的稀溶液發生中和反應，生成1mol液態水時所放出的熱。
反應熱的實驗測定
反應熱的實驗測定
Q(中和熱)=Q/n(H2O)
= -1.404kJ / 0.025mol = -56.2 kJ/mol
Q=-cm△T
= -4.18 kJ K-1 kg-1×4.2K×80g×10-3
= -1.404kJ
溶液的質量m=1g/mL3×(50+30)mL＝80 g
近似 a、認為稀溶液的密度、比熱與水相同；
處理 b、忽略量熱計的熱容
溫度差△T=4.2 K
H＋＋OH－===H2O
n(H＋)=0.03mol 過量 n(OH－)=0.025mol
常溫下，液態H2O的比熱：4.18 kJ K-1 kg-1
思考：
1.按照下列量完成中和反應反應熱的測定實驗
①50mL 0.5mol/L NaOH溶液和50mL 0.5mol/L HCl反應
②50mL 0.5mol/L NaOH溶液和30mL 0.5mol/L HCl反應
測得的反應熱數值兩者是否相同？中和熱數值兩者是否相同？
①n(OH－)=0.025mol n(H＋)=0.025mol n(H2O)=0.025mol
②n(OH－)=0.025mol n(H＋)=0.015mol n(H2O)=0.015mol
同一中和反應的反應熱與酸堿的用量有關。反應生成水的量不同，反應熱數值兩者不相同；
但中和熱數值兩者相同。
思考：
2.按照下列量完成中和反應反應熱的測定實驗
①50mL 0.5mol/L NaOH溶液和50mL 0.5mol/L HCl反應
②55mL 0.5mol/L NaOH溶液和50mL 0.5mol/L HCl反應
測得的反應熱數值兩者是否相同？
①n(OH－)=0.025mol n(H＋)=0.025mol n(H2O)=0.025mol
②n(OH－)=0.0275mol過量 n(H＋)=0.025mol n(H2O)=0.025mol
常使稀堿溶液稍過量，可使中和反應進行徹底，所測反應熱數值更準確。
生成的水的量相同，故反應放熱相同。
　相同。
參加反應的物質都是強酸、強堿，它們在水中完全電離，中和反應的離子方程式都是H＋＋OH－===H2O，反應都在室溫下進行，且參加反應的n(H＋)和n(OH－)都相同，所以反應熱也相同。
思考：
3.用同體積、同濃度的KOH代替NaOH完成中和反應反應熱的測定實驗，用同體積、同濃度的硝酸代替鹽酸完成中和反應反應熱的測定實驗，測得的反應熱數值兩者是否相同？
思考：
4.用濃硫酸代替稀硫酸完成中和反應反應熱的測定實驗，用同體積、同濃度的醋酸代替鹽酸完成中和反應反應熱的測定實驗，測得的反應熱數值兩者是否相同？
信息：濃酸、濃堿稀釋放熱；弱電解質電離吸熱
若用濃硫酸，由于濃硫酸和堿混合時因稀釋而放熱，造成反應放熱偏多，測得的反應熱的值偏小；
若用醋酸，由于弱酸在水溶液中不能完全電離，電離需要吸熱，會導致反應放熱偏小，測得的反應熱的值偏大。
注意：
①強酸與強堿的中和熱數值：57.3kJ/mol
（注意：弱電解質電離吸熱）
②稀溶液（注意：濃硫酸稀釋放熱）
③生成1mol水（無其他難溶物生成）
（中和反應的實質是H+和OH—化合生成 H2O，若反應過程中有難溶物生成，這部分沉淀生成熱會影響反應熱的數值。）
大量實驗測得，25 ℃和101 kPa下，強酸和強堿稀溶液發生中和反應生成1 mol水時，放出57.3 kJ的熱量。

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