反應熱與焓變高二化學人教版（2019）選擇性必修1

第一節(jié)

反應熱

第1課時

反應熱與焓變人教版（2019）化學選擇性必修一第一章化學反應的熱效應學習目標1.通過對體系和環(huán)境的學習,知道內能的定義,進一步掌握吸熱反應、放熱反應、反應熱等概念,能從多角度認識放熱反應和吸熱反應。2.通過中和反應實驗,掌握中和反應反應熱的測定方法。3.通過對反應熱與焓、焓變的學習,能夠進行反應熱的簡單計算,掌握從微觀角度利用化學鍵鍵能數(shù)據(jù)來計算反應熱的方法。課前導入化學反應的過程，既是物質的轉化過程，也是化學能與熱能、電等其他形式能量的轉化過程。自然界的能量存在形式有很多種，勢能、生物能、熱能、太陽能、風能等。光能風能熱能熱量的釋放或吸收是化學反應中能量變化的常見形式。例如，燃料的燃燒、酸與堿的中和反應等會放出熱量，屬于放熱反應。而有些反應，如工業(yè)上煅燒石灰石的反應等會吸收熱量，屬于吸熱反應?；瘜W反應過程中釋放或吸收的熱量在生活、生產和科學研究中具有廣泛的應用。課前導入在實際應用中，人們如何定量地描述化學反應過程中釋放或吸收的熱量呢?

思考：知識點一反應熱及其測定1、體系（系統(tǒng)）與環(huán)境以鹽酸與NaOH溶液的反應為例：試管中的鹽酸和氫氧化鈉溶液及發(fā)生的反應等看作一個反應體系，又稱系統(tǒng)。HCl+NaOH==NaCl+H2O盛溶液的試管和溶液之外的空氣等看作環(huán)境體系與環(huán)境之間存在物質交換或能量交換（1）定義體系（系統(tǒng)）：熱力學研究對象。環(huán)境：與體系（系統(tǒng)）有關的外物。（2）分類根據(jù)體系（系統(tǒng)）和環(huán)境之間的關系，可將體系（系統(tǒng)）分為：敞開體系（系統(tǒng)）封閉體系（系統(tǒng)）孤立體系（系統(tǒng)）敞開體系（系統(tǒng)）：系統(tǒng)與環(huán)境間既有物質交換，又有能量交換交換經(jīng)典熱力學不研究敞開體系（系統(tǒng)）封閉體系（系統(tǒng)）：系統(tǒng)與環(huán)境間沒有物質交換，只有能量交換經(jīng)典熱力學主要研究封閉體系（系統(tǒng)）孤立體系（系統(tǒng)）：系統(tǒng)與環(huán)境間無物質交換，無能量交換，故又稱隔離體系（系統(tǒng)）。系統(tǒng)為立體箱與燒杯及熱源的組合；環(huán)境為立體箱與外圍線所包圍部分。知識點一反應熱及其測定2、反應熱在等溫條件下①，化學反應體系向環(huán)境_______或從環(huán)境_______的_______，稱為化學反應的熱效應，簡稱反應熱。(1).定義釋放

吸收

熱量②②熱量(Q)：因溫度不同而在體系與環(huán)境之間交換或傳遞能量。①等溫條件：指化學反應發(fā)生后，使反應后體系的溫度恢復到反應前體系的溫度，即反應前后體系的溫度相等。測定原理：Q=mCΔt

Q：中和反應放出的熱量。m：反應混合液的質量。

C：反應混合液的比熱容。

Δt：反應前后溶液溫度的差值量熱計:用溫度計測量反應前后體系的溫度變化，根據(jù)有關物質的比熱容等來計算反應熱。(1).直接測定反應熱的方法知識點一反應熱及其測定3、反應熱的測定(2).中和反應反應熱的測定在測定中和反應的反應熱時，應該測量哪些數(shù)據(jù)？如何根據(jù)測得的數(shù)據(jù)計算反應熱？為了提高測定的準確度，應該采取哪些措施？實驗探究——中和反應反應熱的測定[實驗目的]用簡易的量熱計測量鹽酸與NaOH溶液反應前后的溫度[實驗用品]簡易量熱計（溫度計(0.1℃)、玻璃攪拌器、內筒、外殼、隔熱層、杯蓋）、量筒(50mL)兩個；

50mL0.50mol/L鹽酸、50mL0.55mol/LNaOH溶液。玻璃攪拌器(使反應物迅速混合，使反應充分進行，保持體系的溫度均勻)杯蓋反應液外殼(起保溫作用)溫度計(測量反應前后體系的溫度)內筒(反應容器)隔熱層[實驗測量]①反應物溫度的測量a.用量筒量取50mL0.50mol/L鹽酸，打開杯蓋，倒入量熱計的內筒中，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。b.用另一個量筒量取50mL0.55mol/LNaOH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)。②反應后體系溫度的測量

打開杯蓋，將量筒中的NaOH溶液迅速倒入量熱計的內筒中，立即蓋上杯蓋，插入溫度計，用攪拌器勻速攪拌。密切關注溫度變化，將最高溫度記為反應后體系的溫度(t2)。③重復步驟①步驟②兩次。

減少實驗過程中的誤差

[數(shù)據(jù)處理]①取鹽酸溫度和NaOH溶液溫度的平均值記為反應前體系的溫度(t1)，計算溫度差(t2?t1)，將數(shù)據(jù)填入下表。實驗次數(shù)反應物的溫度/℃反應前體系的溫度反應后體系的溫度溫度差鹽酸NaOHt1/℃t2/℃123②取三次測量所得溫度差的平均值作為計算依據(jù)。③根據(jù)溫度差和比熱容等計算反應熱。為了方便計算，可以近似地認為實驗所用酸、堿稀溶液的密度、比熱容與水相同，并忽略量熱計的比熱容，則：a.50mL0.5mol/L鹽酸的質量m1=50g，50mL0.55mol/LNaOH溶液的質量m2=50g。

b.反應后生成的溶液的比熱容c=4.18J/(g·℃),50mL0.5mol/L的鹽酸與50mL0.55mol/LNaOH溶液發(fā)生中和反應時放出的熱量為(m1+m2)·c·(t2-t1)。c.生成1molH2O(l)時

放出的熱量為

kJ。

[數(shù)據(jù)處理](m1+m2)·c·(t2?t1)n(H2O)0.418(t2?t1)0.025=大量實驗測得，在25oC和101kPa下,強酸的稀溶液與強堿的稀溶液發(fā)生中和反應生成1molH2O(g)時,放出57.3kJ的熱量。[誤差分析]你所測得的數(shù)據(jù)是否為57.3kJ/mol，若不是，分析產生誤差的原因。①量取溶液的體積不準確。②溫度計讀數(shù)有誤(如未讀取到混合溶液的最高溫度，就記為終止溫度)③實驗過程中有液體濺出。④混合酸、堿溶液時，動作緩慢。⑤隔熱層隔熱效果不好，實驗過程中有熱量損失。⑥測過酸溶液的溫度計未用水清洗便立即去測堿溶液的溫度。⑦溶液濃度不準確。⑧沒有進行重復實驗。思考討論①酸、堿混合時,為何要把量筒中的NaOH溶液迅速倒入量熱計的內筒而不能緩緩倒入?減少熱量損失。②實驗中能否用銅絲攪拌器代替玻璃攪拌器?為什么?不能。因為銅絲易導熱,使熱量損失較大。③若用同濃度的KOH溶液代替NaOH溶液,會對結果產生影響嗎?為什么?無影響。因為強酸、強堿的稀溶液反應生成1molH2O(l)時放出的熱量是相同的,與用KOH溶液還是NaOH溶液以及酸堿的用量無關。④若用濃硫酸代替鹽酸會對結果產生什么影響?用醋酸代替鹽酸呢?若用稀硫酸和稀Ba(OH)2溶液測定中和反應反應熱,又會對結果產生什么影響?濃硫酸溶于水時放熱,所測反應熱的數(shù)值偏大;弱酸、弱堿電離吸熱,因此用醋酸所測反應熱的數(shù)值偏小;若用稀硫酸和稀Ba(OH)2溶液測定反應熱,因生成BaSO4沉淀還會多放出一部分熱量,使所測反應熱的數(shù)值偏大。提高中和反應反應熱測定準確度的措施1.原理方面(1)為使測得的數(shù)據(jù)更準確,酸、堿溶液應當使用強酸、強堿的稀溶液(濃度不宜過大或過小)。①測定實驗中若用弱酸或弱堿,因其電離吸熱使測定數(shù)值偏小;若用濃酸或濃堿,因其稀釋放熱使測定數(shù)值偏大。②測定實驗中若生成不溶性或難電離物質,因其生成放熱使測定數(shù)值偏大。(2)為保證鹽酸被完全中和,堿的濃度應稍大。2.操作方面(1)“快”:實驗中酸堿混合要快,盡量減少熱量散失。(2)“準”:準確測量液體溫度和液體體積。在測量反應混合液的溫度時,溫度計不要貼在容器壁上或插入容器底部,要隨時讀取溫度值,記錄下最高溫度值。(3)“同”:用同一支溫度計可減小實驗誤差,測量完一種溶液溫度后,溫度計需水洗并用濾紙擦干。(1)不可將溫度計當攪拌器使用;玻璃攪拌器應上下移動。(2)應使用玻璃攪拌器,不能用金屬攪拌器代替。(3)隔熱層隔熱效果要好。3.儀器方面提高中和反應反應熱測定準確度的措施練一練：1.下列有關中和反應反應熱測定實驗的說法正確的是()A.溫度計能代替玻璃攪拌器，用于攪拌反應物B.強酸與強堿反應生成1molH2O(l)釋放的熱量都約為57.3kJC.測定中和反應反應熱實驗中，讀取混合溶液不再變化的溫度為終止溫度D.某同學通過實驗測得鹽酸和NaOH溶液反應生成1molH2O(l)放出的熱量為52.3kJ，造成這一結果的原因不可能是所用酸、堿溶液濃度過大E.為了使反應均勻進行，可以向酸(堿)溶液中分幾次加入堿(酸)溶液D化學反應為什么會產生反應熱？因為化學反應前后體系的內能發(fā)生了變化。課前導入知識點二反應熱與焓變1、內能（U）(1)定義內能是體系內物質的各種能量的總和，包括分子的平動、轉動、振動、分子間位能，以及分子內各種粒子及其相互的能量。體系由狀態(tài)Ⅰ變化到狀態(tài)Ⅱ，在這一過程中體系從環(huán)境吸熱Q，環(huán)境對體系做功W，若體系內能改變量用?U表示，則有?U=U2-U1=Q+W。(2)內能是體系的狀態(tài)函數(shù)，受溫度、壓強和物質的聚集狀態(tài)等影響。(3)熱力學第一定律在熱力學過程中，體系對抗外壓改變體積，產生體積功W體：W體=P外·?V

=P外·(V2-V1)環(huán)境對體系做功W=-W體=-P外·?V若體系只做體積功，不做其他功(如電功等)，則有:①如果是恒容變化過程，?V=0，則W體=0?U=QvQv為恒容熱效應，此時體系吸收的熱量全部用來增加內能。②如果是等壓變化過程,P1=P2=P,則Q=QP,為恒壓熱效應?U=U2-U1=QP-W體=QP-P·?V=QP-P·（V2-V1）QP=(U2+PV2)-(U1+PV1)?U=U2-U1=Q-W體=Q-P外·?V變式得：知識點二反應熱與焓變2、焓（H）與焓變（?H）(1)焓與內能有關的物理量，用符號H表示。定義H=U+PV(2)焓變?H=H2-H1=(U2+PV2)-(U1+PV1)=QP生成物與反應物的焓值差,用符號?H表示。單位：______（或________）因此，在等壓條件下進行的化學反應（只做體積功），其反應熱等于反應的焓變。QP=(U2+PV2)-(U1+PV1)等壓條件下：

kJ/molkJ·mol-1(3)反應熱和焓變的比較類別反應熱焓變不同點概念化學反應釋放或吸收的熱量化學反應中生成物的總焓與反應物的總焓之差相同點“+”“-”的意義“+”表示反應吸熱,“-”表示反應放熱數(shù)據(jù)來源可以通過實驗直接測得,也可以利用已知數(shù)據(jù)通過計算求得聯(lián)系①等值關系:等壓條件下反應的反應熱等于反應的焓變②等價關系:符號是ΔH,單位是kJ/mol注意①可通過反應熱或焓變來判斷一個化學反應是放熱反應還是吸熱反應②物質三態(tài)變化的焓變不是反應熱,反應熱是化學反應的焓變。(4)焓變的意義焓（H）反應物生成物ΔH＜0放熱反應焓（H）ΔH＞0吸熱反應生成物反應物①ΔH為“?”，即ΔH＜0，反應體系對環(huán)境放熱，其焓減?、讦為“+”，即ΔH＞0，反應體系從環(huán)境中吸熱，其焓增大知識點二反應熱與焓變3、反應熱的表示方法與?H計算（1）反應熱的表示方法①例如，在25℃和101KPa下，1molH2與1molCl2反應生成2molHCl時放出184.6KJ的熱量，則該反應的反應熱為：?H=

-184.6KJ/mol②在25℃和101KPa下，1molC（無特殊說明均指石墨）與1molH2O(g)反應，生成1molCO和1molH2，需要吸收131.5KJ的熱量，則該反應的反應熱為：?H=

+131.5KJ/mol已知H2和Cl2在點燃的條件下生成HCl。下面是反應H2(g)+Cl2(g)＝2HCl(g)的能量變化示意圖。問題1:根據(jù)以前的知識可以判斷,該反應是吸熱反應還是放熱反應?提示:放熱反應。常見吸熱反應、放熱反應類型：問題2:結合上圖說明化學反應中為什么會有能量變化?提示:化學鍵斷裂和形成時有能量變化。問題3:斷裂1molH—H、1molCl—Cl吸收的總能量是多少?形成2molH—Cl放出的能量是多少?由此判斷該反應的ΔH是多少?提示:679kJ;862kJ;-183kJ/mol。問題4:根據(jù)圖示中的數(shù)據(jù)計算并判斷2HCl(g)H2(g)+Cl2(g)是放熱反應還是吸熱反應?與問題3中的ΔH相比,你得出的結論是什么?提示:ΔH=2×431kJ/mol-(436kJ/mol+243kJ/mol)=+183kJ/mol>0,故該反應為吸熱反應。正向、逆向反應的焓變(ΔH)數(shù)值相等,符號相反。（2）化學反應中能量變化的原因①從反應物和生成物的總能量相對大小的角度分析。②從反應熱的量化參數(shù)——鍵能的角度分析。鍵能:氣態(tài)分子中1mol化學鍵解離成氣態(tài)原子所吸收的能量,單位kJ/mol或kJ·mol-1。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（3）焓變(?H)計算②ΔH=E（生成物的總能量）?E（反應物的總能量）③ΔH=Q(反應物分子的化學鍵