第一章+化学反应的热效应（复习课件） 【备课精讲精研】 高二化学 （沪科版2020选择性必修第一册）

第一章

化学反应的热效应

授课人：目录CONTENTS第一节化学反应与能量变化第二节反应热的测量和计算第三节燃料的合理利用第一节PartOne化学反应与能量变化一、系统的内能▷U

『内能』系统内物质各种能量的总和当系统处于一定状态时，系统就具有确定的内能，当温度、压强、物质的聚集状态等发生改变，内能也随之改变。系统内能的绝对值无法直接获得，但内能的变化可以体现在状态变化的过程中。ΔU一、系统的内能能量变化化学反应

热功Q<0系统环境二、化学反应的焓变反应热在一定温度下，化学反应过程中吸收或释放的热称为化学反应的热效应。表示：Q系统从环境吸热系统对环境放热Q>0焓是与内能有关的物理量，用符号H表示。二、化学反应的焓变单位：kJ·mol-1人们常用系统的焓的变化，即焓变（ΔH）来表示在等压、只做体积功条件下的反应热。ΔH=Qp∆H＝∑H(生成物）－∑H(反应物）放热反应吸热反应

∆H

＜0二、化学反应的焓变

∆H>02H2(g)+O2(g)==2H2O(g)ΔH=—484kJ · mol—12HgO(s)==2Hg(l)+O2(g)ΔH=182kJ · mol—1宏观角度二、化学反应的焓变吸热反应旧化学键断裂吸收能量新化学键形成吸收能量反应物的键能总和生成物的键能总和微观角度物质能量越低，键能越大ΔH＝反应物键能总和（E1）－生成物键能总和（E2）436kJ/molHHHH键断裂,吸收能量键形成,释放能量436kJ/mol键能：在25℃和101kPa下，断开1mol气态分子AB(g)中的共价键，使其生成气态原子A(g)和B(g)所吸收的能量。

∆H2＝−436

kJ/mol

H2(g)2H(g)∆H1＝+436kJ/mol化学键断裂和形成时的能量变化是化学反应中能量变化的主要原因。二、化学反应的焓变微观角度H2(g)+Cl2(g)===2HCl(g)

吸收436kJ+243kJ＝679kJ

释放431kJ/mol×2mol＝862kJ∆H＝？二、化学反应的焓变微观角度第二节Parttwo反应热的测量和计算许多反应热可以通过量热计直接测定。一、反应热的测量测定中和反应反应热的实验装置温度变化图实验的关键及其注意事项迅速反应，防止热量散失。在测量反应混合液的温度时要随时读取温度值，记录下最高温度值。温度计不要靠在容器壁上或插入容器底部。不可将温度计当搅拌棒使用；环形玻璃搅拌棒应上下移动。为保证盐酸被完全中和，碱的浓度稍大。一、反应热的测量一、反应热的测量总结测定反应热的过程大量实验证明：25℃和101kPa下，强酸与强碱稀溶液发生中和反应生成1mol液态水时，放出57.3kJ的热量。中和热一、反应热的测量H＋(aq)＋OH－(aq)==H2O(l)ΔH＝－57.3kJ/mol一、反应热的测量010302中和热定义中的“稀溶液”一般是指酸、碱的物质的量浓度均小于或等于1mol/L的溶液中和热以生成1molH2O为基准，是一个定值中和热不包括其他离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离时所伴随的热效应。中和热理解注意事项二、热化学方程式热化学方程式C(s)＋O2(g)===CO2(g)

ΔH＝－393.6kJ·mol－1物质变化焓变（1）ΔH与物质的聚集状态有关，因为物质的聚集状态变化时会发生焓变，故应标明物质的聚集状态。通常用英文字母s、l、g分别表示固态、液态和气态，用aq表示水溶液，通常指稀溶液。注意事项：2H2

(g)+O2

(g)===2H2O(g)（2）ΔH要注明反应的温度和压强，一般不注明时，表示的反应温度为298K、压强为100kPa。（3）ΔH的单位一般是kJ· mol-1。在相同条件下正向反应和逆向反应的ΔH数值相同，符号相反。另外，ΔH的数值也与化学方程式的书写形式有关。注意事项：二、热化学方程式2H2

(g)+O2

(g)===2H2O(g)H2

(g)+O2

(g)===

H2O(g)12∆H＝−241.8kJ/mol

∆H＝−483.6kJ/mol反应进度是以反应方程式整体作为一个特定组合单元来表示反应进行的程度。mol-1指反应进度为1mol，此时各种反应物消耗掉的物质的量，各种生成物的物质的量，在数值上均等于热化学方程式中各自的化学计量数。ΔH单位中的“mol-1”二、热化学方程式三、盖斯定律及其应用1840年，俄国化学家盖斯在分析了许多化学反应的热效应的基础上，总结出一条规律：“一个化学反应，不论是一步完成，还是分几步完成，其总的热效应是完全相等的。”这个规律被称为盖斯定律。

H2SO4H2SO4·H2OH2SO4·2H2OH2SO4·3H2O

ΔH1ΔH2ΔH3ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3ΔHG.H.Hess,1802-1850在恒压条件下，化学反应的热效应等于焓变（ΔH），而ΔH仅与反应的起始状态和反应的最终状态有关，而与反应的途径无关。h=300m始态终态反应热ΔH1ΔH2三、盖斯定律及其应用ΔH＝

＝ΔH1＋ΔH2ΔH3＋ΔH4＋ΔH5三、盖斯定律及其应用利用盖斯定律间接计算其反应热速率很小伴随副反应不容易直接发生盖斯定律的提出，为反应热的研究提供了极大的方便，使一些不易测定或无法测定的化学反应的反应热可以通过推算间接求得。三、盖斯定律及其应用热化学方程式的化学计量数加倍，ΔH也相应加倍。热化学方程式相加减，同种物质之间可加减，反应热也相应加减。将热化学方程式颠倒时，ΔH的正负必须随之改变。三、盖斯定律及其应用运用盖斯定律计算反应热的关键加合法就是运用所给热化学方程式通过加减乘除的方法得到所求的热化学方程式。三、盖斯定律及其应用加合法运用盖斯定律计算反应热的方法01虚拟路径法若反应物A变为生成物D，可以有两个途径①由A直接变成D，反应热为ΔH；②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。如图所示：则有ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。三、盖斯定律及其应用运用盖斯定律计算反应热的方法02第三节Partthree燃料的合理利用一、燃烧热在101kPa下，1mol物质完全燃烧生成稳定产物时所放出的热量叫做该物质的燃烧焓，习惯上又称为该物质的燃烧热。是指物质中含有的N转化为N2(g)，H转化为H2O(l)，C转化为CO2(g)。1标准燃烧热是反应热的一种2单位为k