1.1化學反應的熱效應課件上學期高二化學選擇性必修1

化學反應的熱效應(1)概念:當化學反應在一定的溫度下進行時,反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫

度下的熱效應,簡稱反應熱。(2)符號:用Q表示,反應吸熱時,Q為正值;反應放熱時,Q為負值。(3)單位:kJ或J。(1)實驗裝置——簡易量熱計1

、

化學反應的反應熱

①溫度計的作用:測量反應前后體系溫度。②攪拌器的作用:使反應快速充分進行、體系的溫度均勻。③內筒是反應容器,外筒起保溫作用。(2)實驗原理:Q=-C(T2-T1),式中C表示溶液及量熱計的熱容(在不發(fā)生化學反應和物質聚集狀

態(tài)不變的條件下,物質吸收熱量,溫度每升高1K所吸收的熱量,稱為該物質的熱容),T1、T2分

別表示反應前和反應后體系的溫度。(3)注意事項①實驗時動作要迅速,隔熱和保溫效果要好,盡量減少熱量損失。②要使用同一支溫度計。測量酸、堿溶液及混合液的溫度時,測量完一種溶液的溫度后,溫

度計必須用水沖洗干凈并用濾紙擦干。③應當使用強酸、強堿的稀溶液,因為弱酸、弱堿在水溶液中不能完全電離,且弱酸、弱堿

的電離是吸熱過程,使所測得的反應熱數(shù)值偏小。④測量中和反應的反應熱時不能使用濃的強酸、強堿,因為濃的強酸、強堿溶于水時一般

放熱,使測得的反應熱數(shù)值偏大。⑤實驗時所用的強酸、強堿溶液配好后要充分冷卻至室溫后才能使用。⑥為了減小誤差,重復實驗2~3次。(1)內能:體系內物質所含各種微觀粒子的能量總和。(2)影響因素:物質的種類、數(shù)量及聚集狀態(tài),體系的溫度、壓強等。(3)符號:U。(4)內能變化:ΔU=U(反應產(chǎn)物)-U(反應物)。(5)內能變化與能量變化的關系:U(反應產(chǎn)物)>U(反應物),反應吸收能量;U(反應產(chǎn)物)<U(反

應物),反應釋放能量。(6)內能變化與反應熱的關系①化學反應體系與環(huán)境間能量交換的形式:2、

化學反應的內能變化與焓變

②根據(jù)能量守恒定律:ΔU=Q+W;若反應過程中體系沒有做功(即W=0),則化學反應的反應熱

(Q)等于化學反應前后體系內能的變化(ΔU)。化學反應發(fā)生時舊化學鍵斷裂吸收的能量與新化學鍵形成釋放的能量不相等,其關系可用下圖表示:

若E反<E生或E1>E2,則反應吸收能量,體系內能增加,為吸熱反應。若E反>E生或E1<E2,則反應放

出能量,體系內能降低,為放熱反應。(1)焓焓是與內能有關的物理量,符號為H,單位為J或kJ,其大小取決于物質的種類、數(shù)量、聚集

狀態(tài)并受體系的溫度、壓強等因素的影響。(2)焓變①概念:在恒壓條件下,化學反應過程中吸收或釋放的熱,為反應的焓變。在等壓反應中,如

果反應中物質的能量變化沒有與電能、光能等其他形式的能量發(fā)生轉化,則該反應的反應

熱等于焓變。②符號:ΔH。③常用單位:kJ·mol-1或J·mol-1。④表示:吸熱反應的ΔH>0;放熱反應的ΔH<0。(3)焓變的簡單計算(4)催化劑對活化能、焓變的影響催化劑能降低反應的活化能,但ΔH保持不變。如圖所示:

化學方程式熱化學方程式實例2H2+O2

2H2O2H2(g)+O2(g)

2H2O(l)

ΔH=-571.6kJ·mol-1化學計量數(shù)只能是整數(shù),既可以表示微粒個數(shù),又可以表示該物質的物質的量既可以是整數(shù),也可以是分數(shù),只表示該物質的物質的量物質的聚集狀態(tài)不要求注明必須在化學式后注明焓變的數(shù)值無必須注明意義表明了化學反應中物質的變化不僅表明了化學反應中物質的變化,也表明了化學反應中能量的變化(1)熱化學方程式與一般化學方程式的比較(2)書寫熱化學方程式的注意事項及正誤判斷(詳見定點2)摩爾燃燒焓指在一定反應溫度和壓強條件下,1mol純物質完全氧化為同溫下的指定產(chǎn)物時

的焓變,并指定物質中所含有的氮元素氧化為N2(g)、氫元素氧化為H2O(l)、碳元素氧化為

CO2(g)。在壓強為101kPa條件下,1mol純物質完全燃燒生成指定產(chǎn)物時所放出的熱量,叫

作該物質的燃燒熱,單位是kJ·mol-1。對于一個化學反應,無論是一步完成還是分幾步完成,其反應熱都是一樣的。即化學反應的

反應熱只與反應體系的始態(tài)和終態(tài)有關,而與反應途徑無關。(1)從反應途徑角度:反應的焓變指的是反應物與生成物總的“能量差”。它是由狀態(tài)決定

的量,與反應的具體過程無關,就像從同一起點登山至山頂,歷經(jīng)不同的途徑和不同的方式,

山的高度都不變,則登山者上升的高度是一樣的。3、蓋斯定律的理解及應用

(2)從能量守恒角度:假設反應體系的始態(tài)為S,終態(tài)為L,它們之間的變化用兩段弧線(包含中

間步驟)連接,由S到L,體系放熱,ΔH1<0,再由L到S,體系吸熱,ΔH2>0,經(jīng)過一個循環(huán),體系仍處

于S態(tài),所以ΔH1+ΔH2=0。由蓋斯定律可知,若一個反應可分幾步進行,則各步反應的反應熱之和與該反應一步完成時

的反應熱是相同的。所以ΔH=ΔH1+ΔH2=ΔH3+ΔH4+ΔH5。3.蓋斯定律的應用——計算焓變(1)依據(jù)蓋斯定律用“虛擬途徑法”計算焓變若反應物A變?yōu)樯晌顳,有兩個途徑:①由A直接變?yōu)镈,焓變?yōu)棣;②由A經(jīng)B變成C,再由C

變?yōu)镈,每步的焓變分別為ΔH1、ΔH2、ΔH3。轉化途徑如圖所示:則有ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3。(2)依據(jù)蓋斯定律用“加和法”計算焓變利用蓋斯定律計算焓變時,一般是由已知熱化學方程式的焓變計算另一個熱化學方程式的

焓變,計算時可以利用“加和法”,設法消去所求熱化學方程式中不需要的物質。通常情況

是將兩個或兩個以上的熱化學方程式“變形”(顛倒、乘或除以某一個數(shù)后)進行相加得

到目標方程式,進而計算這個化學反應的焓變。4、焓變的計算1.化學反應中內能的變化就是化學反應的反應熱。這種說法正確嗎?(?

)提示：如果反應過程中體系沒有做功(反應前后體系體積不變且沒有做電功等其他

功),化學反應中內能的變化等于化學反應的反應熱;反之,兩者不等。2.在室溫下,分別測定等濃度等體積的NaOH溶液與鹽酸反應、KOH溶液與鹽酸反應、

NaOH溶液與稀硝酸反應的反應熱,所測得的上述三個中和反應的反應熱相同。這種說法

正確嗎?(√)提示：參加反應的物質都是強酸、強堿,三個反應的離子方程式都是H++OH-

H2O,反應都在室溫下進行,且參加反應的n(H+)和n(OH-)都相同,所以反應熱也相同。

知識辨析H的單位是kJ·mol-1,其中mol-1是指每摩爾反應物或生成物。這種說法

正確嗎?(?

)提示：ΔH的單位是kJ·mol-1,其中mol-1不是指每摩爾反應物或生成物,而是指每摩爾反

應,即反應完成時參加反應的各物質的物質的量的數(shù)值與熱化學方程式中各物質化學式前

的化學計量數(shù)相同。例如,反應2H2(g)+O2(g)

2H2O(l)的ΔH=-571.6kJ·mol-1是指2molH2(g)與1molO2(g)反應生成2molH2O(l)放出571.6kJ熱量,而H2(g)+

O2(g)

H2O(l)的ΔH=-285.8kJ·mol-1是指1molH2(g)與

molO2(g)反應生成1molH2O(l)放出285.8kJ熱量。4.同一化學反應在溫度、壓強、物質的量和物質的聚集狀態(tài)等因素不同時,ΔH也不相同,

而對于H2(g)+Cl2(g)

2HCl(g)與H2(g)+Cl2(g)

2HCl(g),點燃和光照的條件下進行反應的ΔH相同。這種說法正確嗎?(√

)提示：若物質的物質的量、物質的聚集狀態(tài)、外界條件(溫度、壓強)等不同,則物質的

焓不相同,物質變化過程中的焓變就不相同,因此,同一化學反應在溫度、壓強、物質的

量、物質的聚集狀態(tài)等因素不同時ΔH不相同。同一條件下的同一化學反應,若化學計量

數(shù)不同,ΔH肯定不同,即使化學計量數(shù)相同,若反應物或生成物的聚集狀態(tài)不同,ΔH也不相

同,而對于H2(g)+Cl2(g)

2HCl(g)與H2(g)+Cl2(g)

2HCl(g),由于兩個反應中生成物和反應物的狀態(tài)及化學計量數(shù)都相同,只是反應條件不同,而反應條件對反應物、生成物的焓

值無影響,所以同一反應在不同反應條件下的焓變相等,即焓變與反應條件無關。(1)吸熱反應的ΔH肯定比放熱反應的大(前者大于0,后者小于0)。(2)物質燃燒時,可燃物物質的量越大,燃燒放出的熱量越多;等量的同種可燃物完全燃燒所

放出的熱量肯定比不完全燃燒所放出的熱量多。(3)生成等量的液態(tài)水時,強酸和強堿的稀溶液反應比弱酸和強堿或弱堿和強酸或弱酸和弱

堿的稀溶液反應放出的熱量多。(4)因可逆反應不能進行完全,當按熱化學方程式中化學計量數(shù)投料時反應放出或吸收的熱

量小于相應熱化學方程式中焓變的數(shù)值。如:N2(g)+3H2(g)

2NH3(g)

ΔH=-92.3kJ·mol-1,當向密閉容器中充入1molN2、3molH2時,反應達到平衡時放出的熱量小于92.3kJ。1、

反應熱的大小比較方法(1)同一反應的生成物狀態(tài)不同時:A(g)+B(g)

C(g)

ΔH1<0,A(g)+B(g)

C(l)

ΔH2<0,因C(g)

C(l)的ΔH<0,所以ΔH1>ΔH2。(2)同一反應的反應物狀態(tài)不同時:S(g)+O2(g)

SO2(g)

ΔH1<0,S(s)+O2(g)

SO2(g)

ΔH2<0,因S(g)

S(s)的ΔH<0,所以ΔH1<ΔH2。(3)兩個有聯(lián)系的不同反應相比較:C(s)+O2(g)

CO2(g)

ΔH1<0,C(s)+

O2(g)

CO(g)

ΔH2<0,設CO(g)+

O2(g)

CO2(g)

ΔH3,根據(jù)蓋斯定律,可得ΔH2+ΔH3=ΔH1,因為ΔH3<0,所以ΔH1<ΔH2。依據(jù)反應物的總能量與生成物的總能量的大小關系可以很方便地比較ΔH的大小。如:關于下列ΔH的判斷正確的是(

)C

(aq)+H+(aq)

HC

(aq)

ΔH1C

(aq)+H2O(l)

HC

(aq)+OH-(aq)

ΔH2OH-(aq)+H+(aq)

H2O(l)

ΔH3OH-(aq)+CH3COOH(aq)

CH3COO-(aq)+H2O(l)

ΔH4H1<0

ΔH2<0H1<ΔH2H3<0

ΔH4>0H3>ΔH4

典例1B思路點撥在進行ΔH的大小比較時,需要注意ΔH的“+”“-”,數(shù)值和單位屬于一個整體,

不能隨意分割。解析HC

(aq)

C

(aq)+H+(aq)為HC

的電離,電離吸熱,則ΔH1<0,C

(aq)+H2O(l)

HC

(aq)+OH-(aq)的逆反應為放熱反應,則ΔH2>0,ΔH1<ΔH2,A項錯誤,B項正確;H+(aq)+OH-(aq)

H2O(l)、OH-(aq)+CH3COOH(aq)

CH3COO-(aq)+H2O(l)均為放熱反應,故ΔH3<0、ΔH4<0,C項錯誤;CH3COOH電離吸熱,故ΔH4>ΔH3,D項錯誤。下列各組熱化學方程式中,化學反應的ΔH前者大于后者的是

(

)①C(s)+O2(g)

CO2(g)

ΔH1;C(s)+

O2(g)

CO(g)

ΔH2②2H2(g)+O2(g)

2H2O(g)

ΔH3;2H2(g)+O2(g)

2H2O(l)

ΔH4③H2(g)+

O2(g)

H2O(l)

ΔH5;2H2(g)+O2(g)

2H2O(l)

ΔH6④CaCO3(s)

CaO(s)+CO2(g)

ΔH7;CaO(s)+H2O(l)

Ca(OH)2(s)

ΔH8A.①③B.④C.②③④D.①②③典例2C解析

①兩個反應都為放熱反應,ΔH<0,物質的量相同的C(s)完全燃燒比不完全燃燒放出

的熱量多,因此前者放出的熱量多,ΔH1<ΔH2;②兩個反應都為放熱反應,ΔH<0,由于H2O(g)轉

化為H2O(l)放熱,前者放出的熱量少,則ΔH3>ΔH4;③兩個反應都為放熱反應,ΔH<0,參加反應

的物質物質的量越多,放出的熱量越多,則ΔH5>ΔH6;④前者為吸熱反應,ΔH7>0,后者為放熱

反應,ΔH8<0,則ΔH7>ΔH8;各組熱化學方程式中,化學反應的ΔH前者大于后者的有②③④,故

選C。(1)注意反應的ΔH與測定條件(溫度、壓強)有關,因此書寫熱化學方程式時應注明ΔH的測

定條件,對于在25℃、101kPa下進行的反應,可不注明溫度和壓強。(2)注意熱化學方程式中各物質的化學式前面的化學計量數(shù)僅表示該物質的物質的量,并不

表示物質的分子數(shù)或原子數(shù),因此化學計量數(shù)可以是整數(shù)也可以是分數(shù)。(3)熱化學方程式中化學式前面的化學計量數(shù)必須與ΔH相對應,如果化學計量數(shù)改變,則ΔH

也要按比例改變,即化學計量數(shù)與ΔH數(shù)值的絕對值成正比。(4)當反應逆向進行時,則ΔH改變符號,但數(shù)值的絕對值不變。(5)注意反應物、生成物的聚集狀態(tài)不同,ΔH數(shù)值以及符號都可能不同,因此必須注明物質

的聚集狀態(tài)(s、l、g、aq)?；瘜W式相同的同素異形體或同分異構體除標明狀態(tài)外還需標2、

書寫熱化學方程式的注意事項及正誤判斷明其名稱,如金剛石應表示為“C(s,金剛石)”,葡萄糖應表示為“C6H12O6(s,葡萄糖)”,這是

因為同素異形體或同分異構體的化學式雖然相同,但結構不同,因此具有的能量也不同。(6)熱化學方程式一般不寫點燃、加熱、高溫等反應條件。由于已經(jīng)注明了物質的聚集狀

態(tài),所以在熱化學方程式中不再用“↑”“↓”來標記氣體生成物和難溶生成物。(7)在書寫某物質的摩爾燃燒焓的熱化學方程式時,一要注意可燃物的化學計量數(shù)應為1,且

以燃燒1mol該物質為標準來配平其余物質的化學計量數(shù);二要注意有關元素是否完全燃燒

生成指定產(chǎn)物,如碳元素轉化為CO2(g)、氫元素轉化為H2O(l)、硫元素轉化為SO2(g)。2.熱化學方程式正誤判斷的“六看”(1)看方程式是否配平。(2)看各物質的聚集狀態(tài)是否正確。(3)看ΔH的“+”“-”是否正確。(4)看反應熱的單位是否正確。(5)看ΔH的數(shù)值與化學計量數(shù)是否對應。(6)看是否符合概念,如表示摩爾燃燒焓的熱化學方程式中可燃物的化學計量數(shù)必須是1。下列熱化學方程式正確的是

(

)典例選項已知條件熱化學方程式AH2的摩爾燃燒焓為akJ·mol-1H2+Cl2

2HClΔH=-akJ·mol-1B1molSO2、0.5molO2完全反應,放出熱量98.3kJ2SO2(g)+O2(g)

2SO3(g)ΔH=-98.3kJ·mol-1CH+(aq)+OH-(aq)

H2O(l)

ΔH=-57.3kJ·mol-1H2SO4(aq)+Ba(OH)2(aq)

BaSO4(s)+2H2O(l)ΔH=-114.6kJ·mol-1D31g白磷比31g紅磷能量多bkJP4(白磷,s)

4P(紅磷,s)

ΔH=-4bkJ·mol-1D解析H2的摩爾燃燒焓是指一定反應溫度和壓強條件下,1molH2完全燃燒生成H2O(l)的焓

變,A項錯誤;ΔH應與化學方程式中各物質的化學計量數(shù)相對應,故2SO2(g)+O2(g)

2SO3(g)

ΔH=(-98.3kJ·mol-1)×2=-196.6kJ·mol-1,B項錯誤;由于H2SO4與Ba(OH)2反應生成了BaSO4

沉淀,故反應中放出的熱量大于114.6kJ,C項錯誤;31g白磷的物質的量為0.25mol,故1mol

白磷轉化為紅磷時放出熱量為4bkJ,D項正確。

根據(jù)熱化學方程式計算焓變時常用的方法有關系式法、差量法、方程組法等,在列比例式

時,一定要做到兩個量的單位“上下一致,左右相當”。例如對于反應:aA(g)+bB(g)

cC(g)+dD(g)

ΔH=-qkJ·mol-1,有:

=

=

=

=

(n為物質的量變化量,Q指反應過程中能量變化的數(shù)值)。ΔH=生成物的總能量-反應物的總能量。ΔH=反應物的總鍵能-生成物的總鍵能。計算焓變時一些常考物質中所含化學鍵的信息如下表:3、

焓變的計算常考物質化學鍵化學鍵數(shù)目H2OO—H2NH3N—H3CH4C—H4N2H4N—H、N—N4個N—H、1個N—NN2

1H2H—H1O2O

O1P4(白磷)P—P6利用已知熱化學方程式的焓變求未知反應焓變的方法:(1)確定待求反應的化學方程式。(2)找出待求熱化學方程式中各物質出現(xiàn)在已知熱化學方程式中的位置(是同側還是異側)。(3)利用同側相加、異側相減進行處理。(4)根據(jù)待求熱化學方程式中各物質的化學計量數(shù)通過乘除來調整已知熱化學方程式中的

化學計量數(shù)。(5)確定反應熱。請回答下列問題:(1)甲醇是人們開發(fā)和利用的一種新能源。已知:反應Ⅰ:2H2(g)+O2(g)

2H2O(l)

ΔH1=-571.8kJ/mol;反應Ⅱ:CH3OH(l)+

O2(g)

CO2(g)+2H2(g)

ΔH2=-192.9kJ/mol①表示甲醇摩爾燃燒焓的熱化學方程式為

;②反應Ⅱ的能量變化如圖所示,則ΔH2=

。(用含E1、E2的相關式子表示)典例

(2)捕碳技術(主要指捕獲CO2)在降低溫室氣體排放中具有重要的作用。目前NH3和(NH4)2

CO3已經(jīng)被用作工業(yè)捕碳劑,它們與CO2可發(fā)生如下反應:反應Ⅰ:2NH3(l)+H2O(l)+CO2(g)

(NH4)2CO3(aq)

ΔH1反應Ⅱ:NH3(l)+H2O(l)+CO2(g)

NH4HCO3(aq)

ΔH2反應Ⅲ:(NH4)2CO3(aq)+H2O(l)+CO2(g)

2NH4HCO3(aq)

ΔH3則ΔH3與ΔH1、ΔH2之間的關系為ΔH3=

。(3)已知反應N2(g)+3H2(g)

2NH3(g)

ΔH=akJ/mol,試根據(jù)表中所列鍵能數(shù)據(jù)估算a的值為

。(注明“+”或“-”)化學鍵H—HN—H

鍵能(kJ/mol)436391945(4)1molH2和1molCH4完全燃燒放出的熱量分別為286kJ、890kJ,等質量的H2和CH4完全

燃燒,

(填化學式)放出的熱量多。解析

(1)①1molCH3OH(l)完全燃燒生成液態(tài)水和二氧化碳氣體的化學方程式為CH3OH

(l)+

O2(g)

CO2(g)+2H2O(l),已知反應Ⅰ:2H2(g)+O2(g)

2H2O(l)

ΔH1=-571.8kJ/mol,反應Ⅱ:CH3OH(l)+

O2(g)

CO2(g)+2H2(g)

ΔH2=-192.9kJ/mol,根據(jù)蓋斯定律,反應Ⅰ+反應Ⅱ可得CH3OH(l)+

O2(g)

CO2(g)+2H2O(l)

ΔH=-764.7kJ/mol,則表示甲醇摩爾燃燒焓的熱化學方程式為CH3OH(l)+

O2(g)

CO2(g)+2H2O(l)

ΔH=-764.7kJ/mol。②ΔH2=生成物的總能量-反應物的總能量=E1-E2。(2)已知反應Ⅰ:2NH3(l)+H2O(l)+CO2(g)

(NH4)2CO3(aq)

ΔH1,反應Ⅱ:NH3(l)+H2O(l)+CO2(g)

NH4HCO3(aq)

ΔH2,根據(jù)蓋斯定律,反應Ⅱ×2-反應Ⅰ可得反應Ⅲ,則ΔH3=2ΔH2-ΔH1。(3)反應N2(g)+3H2(g)

2NH3(g)

ΔH=

+3EH—H-6EN—H=(945+436×3)kJ/mol-391kJ/mol×6=-93kJ/mol,即a=-93。(4)1molH2和1molCH4完全燃燒放出的熱量分別為286kJ、890kJ,則1gH2和1gCH4完全

燃燒放出的熱量分別為286kJ×

=143kJ、890kJ×

=55.625kJ,即等質量的H2和CH4完全燃燒,H2放出的熱量多。答案

(1)①CH3OH(l)+

O2(g)

CO2(g)+2H2O(l)

ΔH=-764.7kJ/mol②E1-E2

(2)2ΔH2-ΔH1

(3)-93

(4)H2

1、

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CH4+2H2O,這是迄今最接近人造光合作用的方法。CO2加氫制CH4的一種催化機理如圖所示。問題