反應(yīng)熱焓變 高二上學(xué)期化學(xué)人教版（2019）選擇性必修1

1.1反應(yīng)熱焓變一、反應(yīng)熱、焓變（一）體系與環(huán)境1、體系：________________________________________

3、熱量：_________________________________________________

2、環(huán)境：____________________________

與體系相互影響的部分。試管內(nèi)的物質(zhì)及發(fā)生的反應(yīng)（又稱系統(tǒng)）。因為溫度不同，而在體系與環(huán)境之間交換的能量。（二）內(nèi)能：____________________________________________________________________________________________________________________________________________體系內(nèi)物質(zhì)的各種能量的總和，受溫度、壓強和聚集狀態(tài)等的影響。（符號為U）（三）活化分子與活化能普通分子（能量低、不能斷鍵）活化分子（能量高、能斷鍵）1、活化分子：___________________________________2、活化能：___________________________________________________________※反應(yīng)物活化能越低，________________________________________具有一定能量能斷鍵成原子的分子活化分子具有的平均能量與反應(yīng)物分子具有的平均能量之差反應(yīng)速率越快，大部分反應(yīng)越容易進行。（四）反應(yīng)熱與焓變1．反應(yīng)熱：______________________________________________________________________單位：______________________；許多反應(yīng)可通過_____________直接測定。2．焓及焓變：（1）焓：______________________________________________

（2）焓變：___________________________________________________________________3．焓變與反應(yīng)熱的關(guān)系：________________________________________________________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。kJ/mol或kJ·mol-1量熱計與內(nèi)能有關(guān)的物理量，用“H”表示。生成物的焓與反應(yīng)物的焓的差值，用△H表示，單位：kJ/mol或kJ·mol-1在等壓條件下，當(dāng)化學(xué)能只轉(zhuǎn)化為熱能時，反應(yīng)熱＝焓變。4．ΔH產(chǎn)生的原因

（1）宏觀上：___________________________________

（2）微觀上：__________________________________________________

反應(yīng)物總能量與生成物總能量不同反應(yīng)物斷鍵吸收的總能量與生成物成鍵放出的總能量不同5．ΔH的計算方法

（1）宏觀上：___________________________________

（2）微觀上：___________________________________

※ΔH是“_____”、“_______”、“_______”三者的統(tǒng)一體。

ΔH=生成物總能量-反應(yīng)物總能量ΔH=反應(yīng)物總鍵能-生成物總鍵能數(shù)值單位（五）放熱反應(yīng)與吸熱反應(yīng)的比較1、放熱反應(yīng)：ΔH_____0，如圖所示。（1）A點表示________________，B點表示________________，C點表示________________。＜反應(yīng)物總能量生成物總能量活化分子總能量（2）E1代表：________________________________________________________________________________________________________

（3）E2代表：________________________________________________________________________________________________________

①反應(yīng)物總鍵能最低能量，E1越大，反應(yīng)速率越慢②生成物成鍵放出的總能量①生成物總鍵能②反應(yīng)物的活化能③反應(yīng)物斷鍵所吸收的③若是可逆反應(yīng)，E2也表示逆反應(yīng)的活化能（4）宏觀原因：________________________________________

微觀原因：________________

反應(yīng)物總能量＞生成物總能量，即A＞CE1＜E2（5）ΔH的計算宏觀上：_________________

微觀上：__________________

總之，放熱反應(yīng)的ΔH一定______0。ΔH=C-AΔH=E1-E2＜(6)常見的放熱反應(yīng):①所有燃燒反應(yīng)；②大多數(shù)化合反應(yīng)；③酸堿中和反應(yīng)；④金屬與酸或水的置換反應(yīng)；⑤物質(zhì)的緩慢氧化；⑥鋁熱反應(yīng)。

2、吸熱反應(yīng)：ΔH_____0，如圖所示。（1）A點表示________________，B點表示________________，C點表示________________。＞反應(yīng)物總能量生成物總能量活化分子總能量（2）E1代表：________________________________________________________________________________________________________

（3）E2代表：________________________________________________________________________________________________________

①反應(yīng)物總鍵能最低能量，E1越大，反應(yīng)速率越慢②生成物成鍵放出的總能量①生成物總鍵能②反應(yīng)物的活化能③反應(yīng)物斷鍵所吸收的③若是可逆反應(yīng)，E2也表示逆反應(yīng)的活化能（4）宏觀原因：________________________________________

微觀原因：________________

反應(yīng)物總能量<生成物總能量，即A＜CE1＞E2（5）ΔH的計算宏觀上：_________________

微觀上：__________________

總之，吸熱反應(yīng)的ΔH一定______0。ΔH=C-AΔH=E1-E2＞(6)常見的吸熱反應(yīng):①大多數(shù)分解反應(yīng)②Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl反應(yīng)；③高溫條件下C、H2、CO作還原劑的反應(yīng)。3、說明：（1）一個化學(xué)反應(yīng)是吸熱反應(yīng)還是放熱反應(yīng)與

無關(guān)；（2）區(qū)別放熱過程與吸熱過程，如NH4NO3溶于水吸熱，ΔH

0，但不是吸熱反應(yīng)；（3）任何一個化學(xué)反應(yīng)都伴隨著能量的變化，即ΔH不可能等于0。反應(yīng)條件＞二、中和反應(yīng)反應(yīng)熱的測定（一）中和熱的定義：25℃，101KPa的稀溶液中，酸與堿發(fā)生中和反應(yīng)生成1mol液態(tài)水所放出的熱量。1、強酸、強堿的稀溶液

。2、若酸(或堿)為濃溶液，

。3、若有沉淀或微溶物生成時，

。4、若有弱酸或弱堿參加反應(yīng)時，

，

。生成1mol水所放出的熱量Q=57.3KJ，即ΔH=-57.3kJ/mol稀釋時也會放熱,生成1mol水所放出的熱量Q>57.3KJ，ΔH＜-57.3kJ/mol放出熱量，生成1mol水所放出的熱量Q>57.3KJ，ΔH<-57.3kJ/mol

由于弱電解質(zhì)電離吸熱，故生成1mol水所放出的熱量Q<57.3KJ，ΔH＞-57.3kJ/mol（二）實驗?zāi)康模?/p>

。（三）實驗原理:Q:反應(yīng)放出的熱量單位：kJ

測定強酸、強堿稀溶液發(fā)生中和反應(yīng)的反應(yīng)熱

通過一定量酸堿溶液在反應(yīng)前后溫度的變化，計算反應(yīng)放出的熱量，由此求出中和熱，利用公式Q=cmΔt

m:反應(yīng)混合液的質(zhì)量單位：g

c:混合液的比熱容c=4.18J/(g·℃）=

0.00418kJ/(g·℃）=

4.18×10-3

kJ/(g·℃）

Δt:反應(yīng)前后的溫度差（取正值）單位：℃

（四）實驗用品1、簡易量熱計:

。

其他：

。包括溫度計、大小燒杯、玻璃攪拌器、隔熱層、雙孔杯蓋兩個50mL量筒，0.5mol/L的鹽酸，0.55mol/L的NaOH溶液（五）實驗步驟1、測量溶液溫度。用50mL量筒量取50mL、0.50mol/L鹽酸，倒入量熱計的內(nèi)筒中，蓋上杯蓋，插入溫度計，測量并記錄初始溫度(數(shù)據(jù)填入下表)。然后用水沖洗溫度計上沾有的鹽酸，擦干備用。2、測堿溶液溫度用另一個量筒量取50mL、0.55mol/LNaOH溶液，用同一支溫度計測量并記錄NaOH溶液的溫度，填入表格內(nèi)，用水沖洗溫度計上的NaOH溶液，擦干備用。3.反應(yīng)體系溫度的測量:打開杯蓋，將量筒中的NaOH溶液迅速倒入插量熱計的內(nèi)筒中，立即蓋上杯蓋，插入溫度計，用攪拌器勻速攪拌，密切關(guān)注體系的溫度變化，將最高溫度記為應(yīng)后體系的溫度t2.4、重夏以上1~3的步驟兩次，記錄數(shù)據(jù)。5.數(shù)據(jù)處理:取鹽酸，NaOH溶夜溫度的平均值記為反應(yīng)前體系的溫度t1，來計算溫度差:Δt=t2-t1，見下表實驗次數(shù)反應(yīng)物溫度反應(yīng)前體系溫度t1反應(yīng)后體系溫度t2Δt鹽酸氫氧化鈉120.1℃20.3℃20.2℃23.7℃

220.3℃20.5℃20.4℃23.8℃

321.6℃21.6℃21.6℃24.9℃3.5℃3.4℃3.3℃（1）取三次測所測得溫度差的平均值Δt=

℃(若誤差過大去掉該組)（2）反應(yīng)熱的分計算:①稀鹽酸、稀NaOH溶夜的密度近似1g/cm3,即

。

則m（混合液）=

。

②求生成n(H2O)=n(HCl)=

。

n(NaOH)=

。

③生成

水放出熱量Q=

。

④生成1mol水放出熱量Q=

。

3.450mL≈50g1g/cm3·50mL+

1g/cm3·50mL

=100g

0.5mol/L·50mL=0.025mol0.55mol/L·50mL=0.0275mol0.025molcmΔt=0.00418kJ/(g·℃)·100g·3.4℃=1.4212kJ1.4212kJ/0.025mol=56.8kJ/mol即ΔH=﹣56.8kJ/mo