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第一節(jié) 反應(yīng)熱
課時1 反應(yīng)熱 焓變
第一章 化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)
壹
貳
反應(yīng)熱
中和反應(yīng)反應(yīng)熱的測定
知識導(dǎo)航
本節(jié)重點
本節(jié)難點
叁
焓變
課堂導(dǎo)入
自然界的能量存在形式有很多種，勢能、生物能、熱能、太陽能、風(fēng)能等。
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化學(xué)反應(yīng)的特征：有物質(zhì)變化，還伴隨能量變化
能量變化
當(dāng)能量變化以熱能的形式表現(xiàn)時：
電能
光能
……
熱能
化學(xué)反應(yīng)
吸熱反應(yīng)
放熱反應(yīng)
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反應(yīng)熱
體系與環(huán)境
體 系
環(huán) 境
試管中的鹽酸、NaOH溶液及發(fā)生的反應(yīng)等看作一個反應(yīng)體系
盛溶液的試管和溶液之外的空氣等看作環(huán)境
T1
T2
熱 量
因溫度不同而在體系與環(huán)境之間交換或傳遞的能量
（以鹽酸與NaOH溶液的反應(yīng)為例）
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反應(yīng)熱
定義：在等溫條件下①，化學(xué)反應(yīng)體系向環(huán)境_______或從環(huán)境_______的_______，稱為化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)，簡稱反應(yīng)熱。用ΔH表示。
釋放
吸收
熱量
①注：等溫條件下，指化學(xué)反應(yīng)發(fā)生后，使反應(yīng)后體系的溫度恢復(fù)到反應(yīng)前體系的溫度，即反應(yīng)前后體系的溫度相等。
②說明：許多反應(yīng)熱可以根據(jù)測得的體系的溫度變化和有關(guān)物質(zhì)的比熱容等來計算反應(yīng)熱。例如，鹽酸與NaOH溶液反應(yīng)的過程中會放出熱量，導(dǎo)致體系與環(huán)境之間的溫度產(chǎn)生差異。
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實驗探究——中和反應(yīng)反應(yīng)熱的測定
中和反應(yīng)反應(yīng)熱的測定
保溫杯式量熱計
量熱器示意圖
認(rèn)識本實驗用到的儀器——量熱計
許多反應(yīng)熱可以通過量熱計直接測定
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測量原理：
用溫度計測量反應(yīng)前后體系的溫度變化，根據(jù)有關(guān)物質(zhì)的比熱容等來計算反應(yīng)熱。
Q：中和反應(yīng)放出的熱量
m：體系的質(zhì)量
C：體系的比熱容
Δt：反應(yīng)前后體系溫度的差值
Q ＝ c · m ·Δt
測量儀器：
簡易量熱計
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（1）測量哪些數(shù)據(jù)？
（2）如何利用數(shù)據(jù)計算反應(yīng)熱？
（3）如何提高實驗的準(zhǔn)確度？
鹽酸&NaOH的溫度
反應(yīng)后體系的溫度（最高溫度）
Q = ( m1+m2 ) ×c ×（ t2 - t1 ）
H = Q / n（H2O）
減少熱量散失，降低實驗誤差。
使反應(yīng)物迅速混合并充分反應(yīng)，保持體系的溫度均勻。
(以鹽酸和NaOH溶液反應(yīng)為例)
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② 用另一個量筒量取50mL 0.55mol/L NaOH溶液，用溫度計測量并記錄NaOH溶液的溫度（數(shù)據(jù)填入下表）。
實驗操作
① 用量筒量取50mL 0.50mol/L鹽酸，打開杯蓋，倒入量熱計的內(nèi)筒，蓋上杯蓋，插入溫度計，測量并記錄鹽酸的溫度(數(shù)據(jù)填入下表)。用水把溫度計上的酸沖洗干凈，擦干備用。
反應(yīng)物溫度的測量
為了保證HCl被完全中和，
中和反應(yīng)進行完全。
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打開杯蓋，將量筒中的NaOH溶液迅速倒入量熱計的內(nèi)筒，立即蓋上杯蓋，插入溫度計，用攪拌器勻速攪拌。密切關(guān)注溫度變化，將最高溫度記為反應(yīng)后體系的溫度（t2）。
反應(yīng)后體系溫度的測量
重復(fù)上述步驟兩次
減小誤差，防止熱量損失
減小誤差
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取三次測量所得溫度差的平均值作為計算依據(jù)。
根據(jù)溫度差和比熱容等計算反應(yīng)熱。
實驗數(shù)據(jù)處理
為了計算簡便，鹽酸、氫氧化鈉稀溶液的密度近似地認(rèn)為都是1 g·cm-3，反應(yīng)后生成的溶液的比熱容c＝4.18 J/(g·℃)。
該實驗中鹽酸和NaOH溶液反應(yīng)放出的熱量是0.418（t2 - t1）kJ，生成1mol H2O時放出的熱量為0.418（t2 - t1）/ 0.025 kJ（從單位角度入手引導(dǎo)計算）。
多次計算求平均值以減小誤差
!
做題時最容易忽略的
數(shù)據(jù)處理
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取鹽酸溫度和NaOH溶液溫度的平均值記為反應(yīng)前體系的溫度（t1）。計算溫度差（t2 - t1），將數(shù)據(jù)填入下表。
實驗次數(shù) 反應(yīng)物的溫度/℃ 反應(yīng)前體系的溫度 反應(yīng)后體系的溫度 溫度差
鹽酸 NaOH溶液 t1 / ℃ t2/ ℃ （t2- t1）/ ℃
1 21.0 21.0 21.00 24.3 3.30
2 21.1 21.1 21.10 24.5 3.40
3 21.2 21.3 21.25 24.6 3.35
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（1）為了保證0.50mol· L－1的鹽酸完全被NaOH中和，采用0.55mol·L－1NaOH溶液，使堿稍稍過量，因為過量的堿并不參加中和反應(yīng)。（酸稍微過量也可以）
（2）先后測量酸、堿及混合液的溫度時，測定一種溶液后必須用水沖洗干凈并用濾紙擦干。溫度計的水銀球部分要完全浸入溶液中，且要穩(wěn)定一段時間再記下讀數(shù)。
（3）實驗中所用的鹽酸和氫氧化鈉溶液配好后要充分冷卻至室溫，才能使用。
（4）操作時動作要快，盡量減少熱量的散失。
（5）實驗時亦可選用濃度體積都不相同的酸堿溶液進行中和熱的測定，但在計算時，應(yīng)取二者中量少的一種，因為過量的酸/堿并不參加中和反應(yīng)。
（6）多次試驗求平均值時，若有某一組的實驗數(shù)據(jù)有明顯偏差，應(yīng)直接舍去。
（7）隔熱層的作用是保溫隔熱，減少熱量損失。
測定操作注意事項
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(1)定義：大量實驗測得，在25℃和101kPa下，強酸的稀溶液與強堿的稀溶液發(fā)生中和反應(yīng)生成1 mol H2O 時，放出 57.3 kJ 的熱量。ΔH =-57.3 kJ/mol。
(2)注意事項：
中和熱
為什么要強酸/強堿？
弱酸/弱堿電離需吸熱
為什么要稀溶液？
濃溶液混合放熱，比如濃硫酸
只生成1 mol H2O
若生成BaSO4等沉淀、放熱
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實驗過程中那些因素會造成實驗誤差？
保溫性能差
裝置
本身
動作慢
造成熱量損失
實驗
操作
采用近似值計算
數(shù)據(jù)
處理
在上述過程中，提高測定反應(yīng)熱準(zhǔn)確度的措施有哪些？
裝置
本身
動作迅速，減少熱量損失，攪拌均勻
實驗
操作
提高裝置保溫效果
精確的溫度計
誤差分析
以50mL0.50mol·L－1鹽酸與50mL0.55mol·L－1NaOH反應(yīng)為例，引起誤差的實驗操作
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【例】在測定中和熱的實驗中，下列說法正確的是（ ）
A．使用環(huán)形玻璃攪拌器是為了加快反應(yīng)速率，減小實驗誤差
B．為了準(zhǔn)確測定反應(yīng)混合溶液的溫度，實驗中溫度計水銀球應(yīng)與小燒杯底部接觸
C．用 0.5mol·L－1NaOH 溶液分別與 0.5mol·L－1 的鹽酸、醋酸溶液反應(yīng)，如所取的溶液體積相等，則測得的中和熱數(shù)值相同
D．在測定中和熱實驗中需要使用的儀器有量筒、燒杯、酒精燈、溫度計等
A
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【例】 50 mL 0.50 mol·L-1鹽酸與50 mL 0.55 mol·L-1NaOH溶液在如圖所示的裝置中進行中和反應(yīng)。通過測定反應(yīng)過程中所放出的熱量可計算中和反應(yīng)反應(yīng)熱。
(1)從實驗裝置上看，圖中尚缺少的一種玻璃儀器是_____________。
(2)如果不蓋杯蓋，所求得的中和反應(yīng)反應(yīng)熱的絕對值將會__________
(3)實驗中改用60 mL 0.50 mol·L-1鹽酸跟50 mL 0.55 mol·L-1 NaOH溶液進行反應(yīng)，調(diào)整反應(yīng)物用量后所放出的熱量與原實驗_________(填“相等”或“不相等”，下同)；所求中和熱與原實驗_____，簡述理由：_________。
環(huán)形玻璃攪拌器
偏小
不相等
相等
中和熱是指強酸與強堿的稀溶液發(fā)生中和反應(yīng)
生成1 mol水時的反應(yīng)熱，與酸堿的用量無關(guān)
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為描述等壓條件下的反應(yīng)熱，科學(xué)上引入了一個與內(nèi)能有關(guān)的物理量—焓(符號為H)。
1．內(nèi)能（符號為U）：體系內(nèi)物質(zhì)的各種能量的總和，受________、________
和________________等的影響。
2．焓（符號為H）：與內(nèi)能有關(guān)的物理量。
3．焓變：在_______條件下進行的化學(xué)反應(yīng)其反應(yīng)熱等于反應(yīng)的焓變。
溫度
壓強
物質(zhì)的聚集狀態(tài)
等壓
在科學(xué)研究和生產(chǎn)實踐中，化學(xué)反應(yīng)通常是在等壓條件下進行的。如何描述等壓條件下的反應(yīng)熱？
焓變
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—— 生成物的總焓與反應(yīng)物的總焓之差，符號為 H
(1)表達式：ΔH = H(生成物的總焓) - H(反應(yīng)物的總焓)
(3)規(guī)定：
①當(dāng)反應(yīng)體系放熱時其焓減小，ΔH為“－”，即ΔH < 0；
②當(dāng)反應(yīng)體系吸熱時其焓增大，ΔH為“＋”，即ΔH > 0。
(2)單位：kJ/mol(或kJ·mol-1)
焓(H)
反應(yīng)物
生成物
反應(yīng)進程
焓(H)
反應(yīng)物
生成物
反應(yīng)進程
焓變
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【例1】在25℃和101 kPa下，1 molH2與1 mol Cl2反應(yīng)生成2 mol HCl時放出184.6 kJ的熱量，則該反應(yīng)的反應(yīng)熱為:
ΔH= － 184.6 kJ/mol
【例2】在25 ℃和101 kPa下，1 mol C(如無特別說明，C均指石墨)與1 mol H2O(g)反應(yīng)，生成1 mol CO和1 mol H2,需要吸收131.5 kJ的熱量，則該反應(yīng)的反應(yīng)熱為:
ΔH= +131.5 kJ/mol
【注意】ΔH右端的+或-不可省略，單位kJ/mol必須標(biāo)出。
(4)焓變的表示方法
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(5)反應(yīng)熱的實質(zhì)
化學(xué)反應(yīng)的實質(zhì)：反應(yīng)物中舊鍵的斷裂(吸熱)，生成物中新鍵的形成(放熱)。
能量
反應(yīng)進程
生成物
反應(yīng)物
E放
E吸
能量
反應(yīng)進程
反應(yīng)物
生成物
E吸
E放
放熱反應(yīng) ΔH<0
吸熱反應(yīng) ΔH>0
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(6)從反應(yīng)物與生成物總鍵能相對大小分析焓變
以1 mol H2(g)和1 mol Cl2(g)在在25℃和101kPa下反應(yīng)生成2mol HCl(g)的能量變化為例。
求H2(g)＋Cl2(g)＝2HCl(g)反應(yīng)的反應(yīng)熱？
斷鍵吸收能量：
436 KJ + 243 kJ = 679 kJ
成鍵放出能量：
431 kJ + 431 kJ = 862 kJ
ΔH = -183 kJ/mol
計算公式： H＝反應(yīng)物的總鍵能(E吸) - 生成物的總鍵能(E放)
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1. 能量越低越穩(wěn)定。
2. 鍵能越大越穩(wěn)定。
宏觀角度
微觀角度
物質(zhì)的穩(wěn)定性
計算反應(yīng)熱的兩種方法：
H＝
H＝
E反應(yīng)物的總鍵能－E生成物的總鍵能
H生成物的總焓（能量）－ H反應(yīng)物的總焓（能量）
宏觀角度
微觀角度
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【例】有關(guān)化學(xué)鍵的鍵能(指將1mol氣態(tài)分子拆開形成氣態(tài)原子時，每個化學(xué)鍵斷裂所需的最低能量)數(shù)據(jù)如表所示:
已知CH2=CH2(g)+H2(g) → CH3CH3(g) ΔH=-123.5kJ/mol,x的值為
A. 136.8 B. 307.5 C. 615.0 D. 177.3
C
【解析】根據(jù)ΔH=反應(yīng)物的總鍵能-生成物的總鍵能，則反應(yīng)CH2=CH2(g)+H2(g) → CH3CH3(g)的ΔH=(x+413.4×4+436.0-347.7-413.4×6) kJ/mol =-123.5kJ/mol，解得x=615.0。
化學(xué)鍵 C-H C=C H-H C-C
鍵能/(KJ/mol) 413.4 x 436.0 347.7
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放熱反應(yīng) 吸熱反應(yīng)
①所有燃燒反應(yīng)；
②大多數(shù)化合反應(yīng)；
③酸堿中和反應(yīng)；
④金屬與酸或水的置換反應(yīng)；
⑤物質(zhì)的緩慢氧化；
⑥鋁熱反應(yīng)。
①大多數(shù)分解反應(yīng)
③高溫條件下C、H2、CO作還原劑的反應(yīng)。
②Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl反應(yīng)；
④NaHCO3與酸的反應(yīng)。
常見的放熱反應(yīng)與吸熱反應(yīng)
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基元反應(yīng)
大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)并不是經(jīng)過簡單碰撞就能完成的，往往要經(jīng)過多個反應(yīng)步驟才能實現(xiàn)。
每一步反應(yīng)都稱為基元反應(yīng)。
過渡態(tài)理論
反應(yīng)物分子并不只是通過簡單碰撞直接形成產(chǎn)物，而是必須要經(jīng)過一個過渡狀態(tài)，并且達到這個過渡狀態(tài)需要一定的活化能。
基元反應(yīng)、過渡態(tài)理論及活化能
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(1)熱能綜合利用
(2)工藝條件優(yōu)化
(3)理論分析
…………
研究反應(yīng)熱的意義

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