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文檔簡(jiǎn)介
第一章
化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)第一節(jié)
反應(yīng)熱第一課時(shí)
反應(yīng)熱
焓變1.
能從體系和環(huán)境的角度認(rèn)識(shí)反應(yīng)熱的概念。2.
能從宏觀和微觀兩個(gè)角度建構(gòu)模型,解釋反應(yīng)熱產(chǎn)生的原因。3.
能解釋中和反應(yīng)反應(yīng)熱的測(cè)定原理,根據(jù)實(shí)驗(yàn)中測(cè)定并記錄的數(shù)據(jù)計(jì)算反應(yīng)熱。學(xué)習(xí)目標(biāo)放熱反應(yīng)吸熱反應(yīng)①大多數(shù)化合反應(yīng)②所有燃燒反應(yīng)③酸堿中和反應(yīng)④活潑金屬與水或酸的反應(yīng)⑤鋁熱反應(yīng):Fe2O3+2Al===2Fe+Al2O3等⑥物質(zhì)的緩慢氧化①大多數(shù)分解反應(yīng)②Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl的反應(yīng)③NaHCO3與鹽酸的反應(yīng)④C+CO2(以C、CO、H2為還原劑的大多數(shù)氧化還原反應(yīng))請(qǐng)列舉常見的放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)。定性認(rèn)識(shí)閱讀課本P4
了解體系與環(huán)境
以鹽酸與NaOH溶液的反應(yīng)為例
環(huán)境:與體系相互影響的其他部分,如盛有溶液的試管和溶
液之外的空氣等看作環(huán)境。體系:將鹽酸、NaOH溶液及發(fā)生的反應(yīng)等看作一個(gè)反應(yīng)體系,簡(jiǎn)稱體系(又稱系統(tǒng))。物質(zhì)交換和能量交換熱量是指因溫度不同而在體系與環(huán)境之間交換或傳遞的能量。一、反應(yīng)熱
焓變
1.
反應(yīng)熱:在等溫條件下,化學(xué)反應(yīng)體系向環(huán)境釋放或從環(huán)境吸收的熱量,稱
為化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng),簡(jiǎn)稱反應(yīng)熱。
指化學(xué)反應(yīng)發(fā)生后,使反應(yīng)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。反應(yīng)熱分為:等壓反應(yīng)熱:等壓條件下進(jìn)行反應(yīng)的反應(yīng)熱等容反應(yīng)熱:等容條件下進(jìn)行反應(yīng)的反應(yīng)熱內(nèi)能是體系內(nèi)物質(zhì)的各種能量的總和,受溫度、壓強(qiáng)和物質(zhì)的聚集狀態(tài)等影響。思考:化學(xué)反應(yīng)為什么會(huì)產(chǎn)生反應(yīng)熱?這是因?yàn)榉磻?yīng)前后體系的內(nèi)能發(fā)生了變化。
(符號(hào)為U)(或
kJ·mol①放熱反應(yīng):其焓②吸熱反應(yīng):其焓單位:)。
2.
焓(1)H焓:
焓是與內(nèi)能有關(guān)的物理量。(2)焓變:對(duì)于一個(gè)化學(xué)反應(yīng),生成物的總焓與反應(yīng)物的總焓之差稱為焓變。(ΔH
)條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng),其反應(yīng)熱等于反應(yīng)的焓變。
(3)反應(yīng)熱與焓變關(guān)系:
等壓(4)ΔH的正、負(fù)規(guī)定kJ/mol-1減小
,ΔH
<
0。增大
,ΔH>
0。反應(yīng)物生成物反應(yīng)過程(I)焓(H)
H1H2反應(yīng)物生成物反應(yīng)過程(II)H1焓(H)
H2放
熱吸
熱化學(xué)反應(yīng)中存在能量變化的主要原因:
從能量守恒的角度
從化學(xué)鍵的角度
反應(yīng)物的總能量
≠
生成物的總能量反應(yīng)熱:ΔH
=H(生成物總能量)-H(反應(yīng)物總能量)(5)ΔH的計(jì)算
化學(xué)鍵的角度
從鍵能角度:化學(xué)鍵斷裂——吸熱
化學(xué)鍵形成——放熱
以1mol
H2與1mol
Cl2反應(yīng)生成2mol
HCl時(shí)的反應(yīng)熱為例:該反應(yīng)的反應(yīng)熱計(jì)算為(放熱反應(yīng)):ΔH
=(436+243)-(431+431)
=-183
kJ/mol
H
HCl
Cl436kJ/mol
能量243kJ/mol
能量鍵斷裂鍵斷裂
H+Cl
H+Cl假想的中
間物質(zhì)鍵形成鍵形成HClHCl431kJ/mol
能量431kJ/mol
能量H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)反應(yīng)的能量變化示意圖1.
化學(xué)鍵角度:
(微觀)Q1>Q2
反應(yīng)吸熱Q1<Q2
反應(yīng)放熱
反應(yīng)物總焓H1中間狀態(tài)原子或原子團(tuán)
化學(xué)鍵斷裂吸收能量Q1形成新的化學(xué)鍵
生成物
放出能量Q2
總焓H2
反應(yīng)熱:ΔH
=E(反應(yīng)物總鍵能)-E(生成物總鍵能)2.
能量守恒角度:
反應(yīng)熱:ΔH
=H(生成物總焓)-H(反應(yīng)物總焓)
(宏觀))(1)化學(xué)變化過程是原子的重新組合過程。(√(2)化學(xué)反應(yīng)可分為吸熱反應(yīng)和放熱反應(yīng)。(
√
)(3)化學(xué)反應(yīng)中的能量變化都是以熱能形式表現(xiàn)出來的。(
×)(4)吸熱反應(yīng)過程是化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)闊崮艿倪^程。(
×
)(5)生成物總能量高于反應(yīng)物總能量的反應(yīng)是吸熱反應(yīng)。(
√
)
內(nèi)筒:反應(yīng)容器
測(cè)量反應(yīng)前后
溫度的變化值
外筒:保溫作用保溫杯式量熱計(jì)現(xiàn)代量熱計(jì)二、中和反應(yīng)反應(yīng)熱的測(cè)定
1.
實(shí)驗(yàn)測(cè)定課本P5
實(shí)驗(yàn)探究
實(shí)驗(yàn)藥品:
實(shí)驗(yàn)儀器:50
mL、
mol/L的鹽酸和50
mL、
mol/L氫氧化鈉溶液簡(jiǎn)易量熱計(jì)、量筒
(50
mL)2個(gè)、溫度計(jì)、玻璃攪拌器
計(jì)算公式:
溫度計(jì)
內(nèi)筒隔熱層
玻璃攪拌器杯蓋
外殼簡(jiǎn)易量熱計(jì)示意圖Q
=
m
c
ΔtQ:中和反應(yīng)放出的熱量c:反應(yīng)混合液的比熱容m:反應(yīng)混合液的質(zhì)量Δt:反應(yīng)前后溶液溫度差次數(shù)起始溫度t/℃終止溫度t2/℃溫度差△t/℃鹽酸NaOH平均值t1124.525.024.7526.51.75222.022.422.225.43.2325.025.425.228.23.0
數(shù)據(jù)處理:m
=
V酸ρ酸+V堿ρ堿ρ酸=ρ堿≈1g/cm3c
=
J/(g·
℃)Q
=
×10-3×(50+50)
△t
kJ
=
△t
kJ
=
kJ生成1
mol
H2O放出的熱量為:
△t
kJ
=
kJΔH=-
QkJ/mol理論上,在25℃和101kPa下,強(qiáng)酸、強(qiáng)堿稀溶液發(fā)生中和反應(yīng)生成1mol
H2O時(shí),放出熱量。為何所測(cè)得的數(shù)據(jù)小于
kJ,請(qǐng)小組討論分析產(chǎn)生誤差的原因。你知道嗎?
誤差分析(1)計(jì)算中假定溶液比熱容為
J/(g·℃)
,密度為1g/cm3,實(shí)際上這是水的比熱容和密度,酸堿溶液的比熱容、密度均較此數(shù)大,使結(jié)果偏低。(c)(2)儀器保溫性能差。(t)(3)忽略了量熱計(jì)、溫度計(jì)所吸收的熱量,使結(jié)果偏低。(t)(4)測(cè)了酸的溫度后的溫度計(jì)未用水清洗而立即去測(cè)堿的溫度,致使熱量損失而引起誤差(t)。(5)混合酸、堿溶液時(shí),動(dòng)作緩慢,導(dǎo)致實(shí)驗(yàn)誤差。(t)(6)實(shí)驗(yàn)過程中有液體灑在外面。(n)1.
酸、堿混合時(shí),為何要把量筒中的NaOH溶液一次倒入小燒杯而不能緩緩倒入?【提示】減少熱量損失2.
實(shí)驗(yàn)中能否用環(huán)形銅絲攪拌棒代替環(huán)形玻璃攪拌器?為什么?【提示】不能。因?yàn)殂~絲易導(dǎo)熱,使熱量損失較大你知道嗎?3.
用50mLmol/LNaOH溶液進(jìn)行上述實(shí)驗(yàn)而不用50mLmol/LNaOH溶液,為什么?【提示】可以保證鹽酸完全反應(yīng),使測(cè)得的中和熱數(shù)值會(huì)更加準(zhǔn)確。【典例】
大量實(shí)驗(yàn)測(cè)得,在25℃和101kpa下強(qiáng)酸稀溶液與強(qiáng)堿稀溶液發(fā)生中和反應(yīng)生成1mol水時(shí),放出的熱量。下列酸堿中和反應(yīng)符合的是()A.
濃硫酸與稀氫氧化鈉B.
稀醋酸溶液與稀氫氧化鈉溶液C.
稀硫酸與稀氫氧化鋇溶液D.
稀
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