資源簡介

(共23張PPT)
第一章 化學反應的熱效應
第一節 反應熱
第1課時 反應熱 焓變
核心素養發展目標
1.知道內能是體系內物質的各種能量的總和，受溫度壓強物質的聚集狀態的影響。
2.了解中和反應反應熱測定的原理，實驗儀器藥品，實驗過程與操作。
3.認識化學能與熱能的相互轉化，恒溫恒壓條件下化學反應的反應熱可以用焓變表示。
第1課時 反應熱 焓變
液氫-液氧
煤油-液氧
長征五號推進劑
箭長56.97米
芯級直徑5米
助推器直徑3.35米
總質量870噸
物質
變化
基礎
化學反應的特征
熱能
電能
光能
……
吸收
釋放
能量變化
熱量
被研究的物質系統稱為體系，
一.體系與環境
反應熱及其測定
體系
環境
與體系相互影響的其他部分
稱為環境。
是指因溫度不同而在體系與環境之間交換和傳遞的能量。
二.反應熱
1.熱量：
是指因溫度不同而在體系與環境之間交換和傳遞的能量。
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。
2.反應熱
3.反應熱的測定方法
中和熱的定義
酸與堿
弱電解質的電離
稀溶液
稀溶液
中和熱
強與強
只生成1molH2O
HCl NaOH
HNO3 KOH
HCl Ba(OH)2
H2SO4 Ba(OH)2
CH3COOH KOH
HCl NH3·H2O
57.3kJ·mol-1
三.中和反應反應熱的測定
中和熱，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。
測量熱效應的儀器
微量熱計
溫度計
內筒
隔熱層
玻璃攪拌器
杯蓋
外殼
中和反應反應熱的測定
圖1-3簡易量熱計示意圖
測量反應前后體系的溫度
使反應物迅速混合，使反應充分進行，
保持體系的溫度均勻
反應容器
防止熱量損失
起保溫作用
形成密閉體系--環境
1.實驗裝置分析：
中和反應反應熱的測定
1.測量那些數據？
2.如何利用數據計算反應熱？
3.如何提高實驗的準確度？
2.測定原理：
通過量熱計測得體系在反應前后的溫度變化，再利用有關物質的比熱容計算反應熱。
以50 mL 0.5 mol·L－1 鹽酸與50 mL
0.55 mol·L－1 NaOH溶液反應為例)
t1—起始溫度，
t2—終止溫度。
ΔH ＝－ kJ·mol－1
n(H2O)
(m1+m2)×4.18×(t2-t1)×10-3
3.測定步驟：
絕熱裝置的準備
量取反應物測
反應前溫度
混合反應物測
反應后溫度
重復實驗3次
減少熱量損失
用一個量筒量取50 mL 0.5mol/L鹽酸，用另一個量筒量取50 mL 0.55mol/L NaOH溶液倒入小燒杯中，并用溫度計分別測量鹽酸的溫度T1，NaOH溶液T2。然后取平均值，記為初始溫度t1
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。
減少實驗誤差
中和反應反應熱的測定
4.數據處理
實驗次數 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
2
3
5.中和熱測定的注意事項：
中和反應反應熱的測定
①實驗中要用強酸、強堿稀溶液
②操作動作要快，盡量減少熱量的損失，使用絕熱裝置，避免熱量散發到反應體系外。
③測量鹽酸的溫度后，要將溫度計上的鹽酸沖洗干凈，再測量NaOH溶液的溫度，避免酸、堿在溫度計的表面反應放熱而影響測量結果
④讀取中和反應的溫度(t2)是反應混合液的最高溫度。
⑤測定中和熱不能用弱酸或弱堿，因弱酸、弱堿電離時吸收熱量而使測量數值偏低。
⑥中和熱的數值是57.3kJ·mol-1，測定時與強酸、強堿用量無關。
5.中和熱測定的誤差分析：
＝－ kJ·mol－1
0.025
0.418(t2-t1)
中和反應反應熱的測定
ΔH ＝－ kJ·mol－1
n(H2O)
(m1+m2)×4.18×(t2-t1)×10-3
①量取溶液體積不準確
②溫度計讀數有誤。
③實驗過程中有液體濺出。
④酸堿混合時動作緩慢。
⑤隔熱操作不到位，致使實驗過程中熱量損失。
⑥測過鹽酸后的溫度計未用水清洗立即去測堿溶液的溫度。
測量有誤差，中和熱值不變
2.焓（H ）：是一個與內能有關的物理量。內能受溫
度、壓強和物質的聚集狀態等影響。
3.焓變（ H ）： H＝ H生成物－ H反應物
單位： kJ/mol 或 kJ mol-1
等壓條件下，反應熱等于焓變。
反應熱 焓與焓變
1.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。
反應熱與焓變
4.焓變與放熱反應吸熱反應的關系
① H ＝ ∑H生成物－ ∑H反應物
H ＞0 吸熱反應
H ＜0 放熱反應
② H ＝ ∑E反應物－ ∑E生成物
H ＞0 吸熱反應
H ＜0 放熱反應
微觀：
宏觀：
反應物的總能量高
生成物的總能量低
生成物的總能量高
反應物的總能量低
能量
﹢
﹢
能量
放熱反應 H ＜0
吸熱反應 H ＞0
反應物的總能量
生成物的總能量
反應過程
焓（H ）
反應過程
生成物的總能量
反應物的總能量
焓（H ）
化學反應的過程,可以看成是能量的“貯存”或“釋放”的過程
∑H (反應物）＞ ∑H(生成物）
∑H (反應物）＜ ∑H(生成物）
宏觀：
H ＝ E1 - E2﹥0
反應吸熱
E2
E1
E2
E1鍵斷裂吸收的能量
E
t
E2鍵生成釋放的能量
H ＝ E1 - E2﹤0
反應放熱
E1
E
t
舊鍵斷裂所需總能量與新鍵形成所需總能量的相對大小
微觀：
H
H
H
H
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
H
Cl
H
436KJ/mol
能量
243KJ/mol
能量
431KJ/mol
能量
431KJ/mol
能量
鍵斷裂
鍵斷裂
鍵形成
鍵形成
+
+
圖1-5 H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)的能量變化示意圖
H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(g)
吸收能量243KJ
吸收能量436KJ
放出能量431KJ
放出能量431KJ
H ＝ E1 - E2 =（243+436）kJ/mol—2×431kJ/mol = -183kJ/mol﹤0
放熱反應
E
E1
E2
t
E1鍵斷裂吸收的能量
E2鍵生成釋放的能量
化學反應特征及能量變化原因
化學
反應
新物質生成
原子重新組合
宏觀
微觀
物質變化
能量變化
舊鍵的斷裂
新鍵的生成
吸收能量
釋放能量
吸熱反應
放熱反應
算一算（1）依據信息估算2 mol H2(g) 和1 mol O2(g) 反應生成2 mol H2O(g) 的反應熱 H＝？
2H2
O2
4H
2O
2H2O
1 mol H2(g)中的H－H鍵斷裂吸收436 kJ能量
1 mol O2(g)中的化學鍵斷裂吸收498 kJ能量
形成H2O(g)中1 mol H－O鍵釋放463.4 kJ能量
2H2(g) + O2(g) 2H2O(g) H＝？
H(估算)＝ ∑E (反應物鍵能）－∑E (生成物鍵能）
＝2×436 kJ/mol＋498 kJ/mol－4×463.4 kJ/mol
＝ 483.6 kJ/mol

展開更多......

收起↑