第一章+化學反應的熱效應（復習課件） 【備課精講精研】 高二化學 （滬科版2020選擇性必修第一冊）

第一章

化學反應的熱效應

授課人：目錄CONTENTS第一節(jié)化學反應與能量變化第二節(jié)反應熱的測量和計算第三節(jié)燃料的合理利用第一節(jié)PartOne化學反應與能量變化一、系統(tǒng)的內(nèi)能?U

『內(nèi)能』系統(tǒng)內(nèi)物質(zhì)各種能量的總和當系統(tǒng)處于一定狀態(tài)時，系統(tǒng)就具有確定的內(nèi)能，當溫度、壓強、物質(zhì)的聚集狀態(tài)等發(fā)生改變，內(nèi)能也隨之改變。系統(tǒng)內(nèi)能的絕對值無法直接獲得，但內(nèi)能的變化可以體現(xiàn)在狀態(tài)變化的過程中。ΔU一、系統(tǒng)的內(nèi)能能量變化化學反應

熱功Q<0系統(tǒng)環(huán)境二、化學反應的焓變反應熱在一定溫度下，化學反應過程中吸收或釋放的熱稱為化學反應的熱效應。表示：Q系統(tǒng)從環(huán)境吸熱系統(tǒng)對環(huán)境放熱Q>0焓是與內(nèi)能有關的物理量，用符號H表示。二、化學反應的焓變單位：kJ·mol-1人們常用系統(tǒng)的焓的變化，即焓變（ΔH）來表示在等壓、只做體積功條件下的反應熱。ΔH=Qp?H＝∑H(生成物）－∑H(反應物）放熱反應吸熱反應

?H

＜0二、化學反應的焓變

?H>02H2(g)+O2(g)==2H2O(g)ΔH=—484kJ?·?mol—12HgO(s)==2Hg(l)+O2(g)ΔH=182kJ?·?mol—1宏觀角度二、化學反應的焓變吸熱反應舊化學鍵斷裂吸收能量新化學鍵形成吸收能量反應物的鍵能總和生成物的鍵能總和微觀角度物質(zhì)能量越低，鍵能越大ΔH＝反應物鍵能總和（E1）－生成物鍵能總和（E2）436kJ/molHHHH鍵斷裂,吸收能量鍵形成,釋放能量436kJ/mol鍵能：在25℃和101kPa下，斷開1mol氣態(tài)分子AB(g)中的共價鍵，使其生成氣態(tài)原子A(g)和B(g)所吸收的能量。

?H2＝?436

kJ/mol

H2(g)2H(g)?H1＝+436kJ/mol化學鍵斷裂和形成時的能量變化是化學反應中能量變化的主要原因。二、化學反應的焓變微觀角度H2(g)+Cl2(g)===2HCl(g)

吸收436kJ+243kJ＝679kJ

釋放431kJ/mol×2mol＝862kJ?H＝？二、化學反應的焓變微觀角度第二節(jié)Parttwo反應熱的測量和計算許多反應熱可以通過量熱計直接測定。一、反應熱的測量測定中和反應反應熱的實驗裝置溫度變化圖實驗的關鍵及其注意事項迅速反應，防止熱量散失。在測量反應混合液的溫度時要隨時讀取溫度值，記錄下最高溫度值。溫度計不要靠在容器壁上或插入容器底部。不可將溫度計當攪拌棒使用；環(huán)形玻璃攪拌棒應上下移動。為保證鹽酸被完全中和，堿的濃度稍大。一、反應熱的測量一、反應熱的測量總結測定反應熱的過程大量實驗證明：25℃和101kPa下，強酸與強堿稀溶液發(fā)生中和反應生成1mol液態(tài)水時，放出57.3kJ的熱量。中和熱一、反應熱的測量H＋(aq)＋OH－(aq)==H2O(l)ΔH＝－57.3kJ/mol一、反應熱的測量010302中和熱定義中的“稀溶液”一般是指酸、堿的物質(zhì)的量濃度均小于或等于1mol/L的溶液中和熱以生成1molH2O為基準，是一個定值中和熱不包括其他離子在水溶液中的生成熱、物質(zhì)的溶解熱、電解質(zhì)電離時所伴隨的熱效應。中和熱理解注意事項二、熱化學方程式熱化學方程式C(s)＋O2(g)===CO2(g)

ΔH＝－393.6kJ·mol－1物質(zhì)變化焓變（1）ΔH與物質(zhì)的聚集狀態(tài)有關，因為物質(zhì)的聚集狀態(tài)變化時會發(fā)生焓變，故應標明物質(zhì)的聚集狀態(tài)。通常用英文字母s、l、g分別表示固態(tài)、液態(tài)和氣態(tài)，用aq表示水溶液，通常指稀溶液。注意事項：2H2

(g)+O2

(g)===2H2O(g)（2）ΔH要注明反應的溫度和壓強，一般不注明時，表示的反應溫度為298K、壓強為100kPa。（3）ΔH的單位一般是kJ·?mol-1。在相同條件下正向反應和逆向反應的ΔH數(shù)值相同，符號相反。另外，ΔH的數(shù)值也與化學方程式的書寫形式有關。注意事項：二、熱化學方程式2H2

(g)+O2

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

(g)+O2

(g)===

H2O(g)12?H＝?241.8kJ/mol

?H＝?483.6kJ/mol反應進度是以反應方程式整體作為一個特定組合單元來表示反應進行的程度。mol-1指反應進度為1mol，此時各種反應物消耗掉的物質(zhì)的量，各種生成物的物質(zhì)的量，在數(shù)值上均等于熱化學方程式中各自的化學計量數(shù)。ΔH單位中的“mol-1”二、熱化學方程式三、蓋斯定律及其應用1840年，俄國化學家蓋斯在分析了許多化學反應的熱效應的基礎上，總結出一條規(guī)律：“一個化學反應，不論是一步完成，還是分幾步完成，其總的熱效應是完全相等的?！边@個規(guī)律被稱為蓋斯定律。

H2SO4H2SO4·H2OH2SO4·2H2OH2SO4·3H2O

ΔH1ΔH2ΔH3ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3ΔHG.H.Hess,1802-1850在恒壓條件下，化學反應的熱效應等于焓變（ΔH），而ΔH僅與反應的起始狀態(tài)和反應的最終狀態(tài)有關，而與反應的途徑無關。h=300m始態(tài)終態(tài)反應熱ΔH1ΔH2三、蓋斯定律及其應用ΔH＝

＝ΔH1＋ΔH2ΔH3＋ΔH4＋ΔH5三、蓋斯定律及其應用利用蓋斯定律間接計算其反應熱速率很小伴隨副反應不容易直接發(fā)生蓋斯定律的提出，為反應熱的研究提供了極大的方便，使一些不易測定或無法測定的化學反應的反應熱可以通過推算間接求得。三、蓋斯定律及其應用熱化學方程式的化學計量數(shù)加倍，ΔH也相應加倍。熱化學方程式相加減，同種物質(zhì)之間可加減，反應熱也相應加減。將熱化學方程式顛倒時，ΔH的正負必須隨之改變。三、蓋斯定律及其應用運用蓋斯定律計算反應熱的關鍵加合法就是運用所給熱化學方程式通過加減乘除的方法得到所求的熱化學方程式。三、蓋斯定律及其應用加合法運用蓋斯定律計算反應熱的方法01虛擬路徑法若反應物A變?yōu)樯晌顳，可以有兩個途徑①由A直接變成D，反應熱為ΔH；②由A經(jīng)過B變成C，再由C變成D，每步的反應熱分別為ΔH1、ΔH2、ΔH3。如圖所示：則有ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。三、蓋斯定律及其應用運用蓋斯定律計算反應熱的方法02第三節(jié)Partthree燃料的合理利用一、燃燒熱在101kPa下，1mol物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定產(chǎn)物時所放出的熱量叫做該物質(zhì)的燃燒焓，習慣上又稱為該物質(zhì)的燃燒熱。是指物質(zhì)中含有的N轉(zhuǎn)化為N2(g)，H轉(zhuǎn)化為H2O(l)，C轉(zhuǎn)化為CO2(g)。1標準燃燒熱是反應熱的一種2單位為k