第一章化学反应的热效应（章末复习）（课件）高二化学教学（人教版2019选择性必修1）

章末复习第一章化学反应的热效应PART01反应热及其测定环境∶与体系相互影响的其他部分，如盛有溶液的试管和溶液之外的空气等看作环境。体系：在热学中，体系是与周围其他部分区分开来的根据需要所研究的对象。如我们可蒋盐酸、NaOH溶液及发生的反应等看作一个反应体系，简称体系（又称系统）体系与环境之间存在物质交换或能量交换

1.认识体系和环境（以HCl溶液和NaOH溶液反应为例）有反应热的概念在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热。等温：指化学反应发生后,使反应后体系的温度恢复到反应前体系的温度,即反应前后体系的温度相等。有反应热的概念许多反应热可以通过量热计直接测定。在反应前后,如果环境的温度没有变化,则反应放出的热量就会使体系的温度升高,这时可以根据测得的体系的温度变化和有关物质的比热容等来计算反应热。Q=mCΔtQ：放出的热量。m：反应混合液的质量。C：反应混合液的比热容。Δt：反应前后溶液温度的差值反应热的测定使反应物迅速混合，使反应充分进行，保持体系的温度均匀。测量反应前后体系的温度反应容器减少热量散失，降低实验误差。减少热量散失，降低实验误差。量热计反应热的测定（1）反应物温度的测量。

①用量筒量取50mL0.50mol/L盐酸，打开杯盖，倒入量热计的内筒，盖上杯盖，插入温度计，测量并记录盐酸的温度(数据填入下表)。用水把温度计上的酸冲洗干净，擦干备用。

②用另一个量筒量取50mL0.55mol/LNaOH溶液，用温度计测量并记录NaOH溶液的温度（数据填入下表）。反应热的测定——中和反应（2）反应后体系温度的测量。

打开杯盖，将量筒中的NaOH溶液迅速倒入量热计的内筒，立即盖上杯盖，插入温度计，用搅拌器匀速搅拌。密切关注温度变化，将______温度记为反应后体系的温度（t2）。（3）重复上述步骤（1）至步骤（2）两次。最高图1-3简易量热计示意图反应热的测定——中和反应（2）取三次测量所得温度差的平均值作为计算依据。（3）根据温度差和比热容等计算反应热。【分析】为了计算简便，可以近似地认为实验所用酸、碱稀溶液的密度、比热容与水的相同，并忽略量热计的比热容，则:Q=(m1+m2)·c·(t2-t1)*10-3kj①50mL0.50mol/L盐酸的质量m1=

g,50mL0.55mol/LNaOH溶液的质量m2=

g。②反应后生成的溶液的比热容c=4.18J/(g·℃)，50mL0.50mol/L盐酸与50mL0.55mol/LNaOH溶液发生中和反应时放出的热量为:1.4212kj反应热的测定——中和反应（2）取三次测量所得温度差的平均值作为计算依据。（3）根据温度差和比热容等计算反应热。③生成1molH2O时放出的热量为【注意】大量实验测得，在250C和101kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成1molH2O时，放出57.3kJ的热量。中和热kJ反应热的测定——中和反应PART02反应热与焓变为了描述等压条件下的反应热，科学上引入了一个与内能有关的物理量影响因素：符号：H单位：kJ·mol－1。反应物本身的性质物质的状态：气态（g）

>液态（l）>固态（s）温度：T↑→H↑压强：P↑→H↑能量越低,物质越稳定焓Δ

H＜0反应物反应过程焓(H)生成物Δ

H>

0焓(H)反应过程生成物反应物ΔH＝H生成物－H反应物放热反应吸热反应（体系内能降低）：∆H<0，∆H为“－”（体系内能升高）：∆H>0，∆H为“＋”在等压条件下进行的化学反应，其反应热等于反应的“焓变”kJ/mol或kJ•mol－1单位：数学表达式：焓变（符号为△H）焓变（符号为△H）宏观方面微观角度认识反应热的实质微观方面焓变（符号为△H）能量反应物生成物能量反应物生成物放热反应吸热反应能量守恒角度E反应物>E生成物E反应物<E生成物宏观方面反应物生成物化学反应键断裂键生成原子重新组合吸收能量放出能量吸收能量＞释放能量吸热反应ΔH>0

化学反应的实质：旧的化学键断裂和新的化学键形成过程。吸收能量＜释放能量放热反应ΔH<0微观角度认识反应热的实质HHClCl

吸收能量436kJ/mol

吸收能量243kJ/molClHClH

释放能量431kJ/mol

释放能量431kJ/mol断键后能量升高ClCl+HH+++成键后能量降低反应热△H=679-862=-183kJ/mol微观方面吸热反应放热反应E反应物

>E生成物E反应物<E生成物ɛ反应物<ɛ生成物ɛ反应物>ɛ生成物ΔH=E生成物－E反应物<0ΔH为“－”ΔH=E生成物－E反应物>0ΔH为“＋”ΔH=ɛ反应物－ɛ生成物<0ΔH为“－”ΔH=ɛ反应物－ɛ生成物

>0ΔH为“＋”ΔH＝生成物总能量－反应物总能量ΔH＝反应物总键能－生成物总键能1：已知C（石墨，s）=C（金刚石，s）ΔH

=+1.9kJ/mol判断石墨、金刚石哪个更稳定？金刚石石墨物质能量、键能与稳定性的关系：1.键能越大，破坏该化学键需要的能量越高，该化学键越难断裂，所以物质越稳定2.物质能量越低，物质越稳定石墨更稳定随堂演练放热反应吸热反应E反应物生成物反应物生成物

∆H

＜0∆H＞0E∆H＝

E生总－E反总＜0∆H＝

E生总－E反总＞

0体系焓(能量)减小，∆H为负体系焓(能量)增加，∆H为正E生总<E反总E生总

>

E反总能量能量PART03热化学方程式、燃烧热【思考】我们已经知道了该如何表示化学反应中的物质变化，又知道

了如何表示反应热。该怎样将这两者同时表示出来呢？下面这个书写形式能表明什么信息?H2(g)+Cl2(g)======2HCl(g)△H=－184.6

kJ/mol

点燃101kPa物质变化能量变化上述方程式就叫热化学方程式表示的意义是表明了1mol气态H2和1mol气态Cl2反应生成了2mol气态HCl时，放出热量184.6KJ。（1）概念：表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式（2）意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。H2(g)+I2(g)======2HI(g)△H=－14.9kJ/mol200℃101kPa物质状态温度和压强能量变化对于25℃(298K)101kPa时进行的反应可不注明表示:在200℃、101kPa时,1mol气态氢气与1mol气态碘蒸气完全反应生成2mol气态碘花氢,放出14.9kJ的热量。

热化学方程式的定义能表示实际参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。H2(g)+I2(g)======2HI(g)△H=－14.9kJ/mol200℃101kPa物质状态温度和压强能量变化表示1mol气态H2与1mol气态碘完全反应，生成2mol气态HI时，放出14.9kJ的热量。热化学方程式的定义书写符合质量守恒定律的化学方程式注明反应物和生成物的聚集状态1.标明各物质的聚集状态

(s、l、g、aq)2.不需要标记“↓”和“↑”，3.不用写“点燃”“加热”

等引发条件H2(g)+O2(g)==H2O(g)△H=－241.8kJ/mol12H2(g)+O2(g)==H2O(l)△H=－285.8kJ/mol12热化学方程式的书写用△H表示化学反应放出或吸收的热量注明反应时的温度和压强1.ΔH只放右边，吸热用“+”，放热用“－”，单位是kJ/mol2.ΔH的值与系数相匹配。3.系数仅仅表示实际参加反应的物质的量，不表示分子或原子个数；故系数可以是整数、分数、小数；个数；对于25℃，101kPa下进行的化学反应，可以不注明热化学方程式的书写定义：101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热，单位为kJ/mol。碳元素变为CO2(g)、氢元素变为H2O(l)、硫元素变为SO2(g)、氮元素变为N2(g)等

。

CO(g)+O2(g)

CO2(g)∆H＝−283kJ/mol122CO(g)+O2(g)

2CO2(g)∆H＝−566kJ/mol燃烧热反应热中和热燃烧热含义化学反应过程中放出或吸收的热量在稀溶液中,强酸和强碱发生中和反应而生成1molH2O(l)时所放出的热量在101kPa时,1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量反应特点任何反应中和反应燃烧反应物质状态物质的状态要确定稀溶液生成物在常温下为稳定态方程式配平标准任意物质的量以生成1molH2O(l)为标准以燃烧1mol可燃物为标准ΔH符号放热取负值、吸热取正值负值负值能量数值的描述必须指出是放热还是吸热或使用正负值或用ΔH表示直接描述热量的变化时不必再指明是放出的热量,可用ΔH表示反应热、中和热、燃烧热的异同点PART04盖斯定律

H2SO4H2SO4·H2OH2SO4·2H2OH2SO4·3H2OG.H.Hess,1802-1850ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3ΔH1ΔH2ΔH3

化学家盖斯改进了拉瓦锡和拉普拉斯的冰量热计，从而较为准确地测量了许多化学反应的热效应。通过大量实验，盖斯发现：ΔH一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。即：在一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应进行的途径无关。盖斯定律反应热研究简史h=300m始态终态反应热ΔH1ΔH2ΔH2=−ΔH1如图所示,某人要从山下A点到达山顶B点,他从A点出发,无论是翻山越岭攀登而上,还是乘坐缆车直奔山顶,当最终到达B点时,他所处位置的海拔相对于起点A来说都高了300m。即此人势能的变化只与起点A和终点B的海拔差有关,而与由A点封B点的途径无关。经过一个循环，体系仍处于S态，因为物质没有发生变化，所以就不能引发能量变化，即∆H1+∆H2=0先从始态S变化到终态L

体系放出热量(∆H1<0)始态