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第一节反应热
第一课时
【学法指导】
1．知道内能是体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强、物质的聚集状态的影响。
2．了解反应热与焓变的含义，了解化学能与热能的相互转化，等压条件下化学反应的反应热可以用焓
变的表示。
3．了解吸热反应、放热反应、反应热等概念。
4．知道中和反应反应热的测定方法。
【基础梳理】
1．化学键与能量变化的关系:
2．反应前后物质总能量与化学反应中能量变化的关系
3．常见的吸热反应与放热反应
放热反应：
吸热反应：
【新课导入】
一．反应热
1．反应热及其测定：在研究反应热时，需要明确体系和环境。
⑴体系与环境——下面以盐酸与NaOH溶液的反应为例，对此作一
些说明。
如图1-2所示，
①体系：我们将 、 、 。
等看作一个体系，简称体系（又称系统）
②环境：与体系相互影响的其他部分，如盛溶液的试管
和溶液之外的空气等看作环境。
⑵体系与环境的热量交换——反应热
①热量：因温度不同而在体系与环境之间 的能量。
②反应热：在 条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热。
③反应热概念中的“等温条件”是指化学反应发生后，使反应后体系的温度恢复到反应前体系的温度，即反应前后体系的温度 。
说明：许多反应热可以通过量热计直接测定。例如，盐酸与NaOH溶液反应的过程中会放出热量，导致体系与环境之间的温度产生差异。在反应前后，如果环境的温度没有变化，则反应放出的热量就会使体系的温度升高，这时可以根据测得的体系的温度变化和有关物质的比热容等来计算反应热。
⑶中和反应反应热的测定
【提出问题】在测定中和反应的反应热时，应该测量哪些数据 如何根据测得的数据计算反应热
为了提高测定的准确度，应该采取哪些措施
【实验测量】
请按照下列步骤，用简易量热计(如图)
测量盐酸与NaOH溶液反应前后的温度。
⑴反应物温度的测量。
用量筒量取50mL0.50mol/L盐酸，打开杯盖，倒入量热计的内筒，盖上杯盖，插入温度计，测量并记录盐酸的温度(数据填入下表)。用水把温度计上的酸冲洗干净，擦干备用。
②用另一个量筒量取50mL0.55 mol/L NaOH溶液，用温度计测量并记录NaOH溶液的温度
（数据填入下表）。
⑵反应后体系温度的测量。
打开杯盖，将量筒中的NaOH溶液迅速倒入量热计的内筒，立即盖上杯盖，插入温度计，用
玻璃搅拌器匀速搅拌。密切关注温度变化，将最高温度记为反应后体系的温度（t2）
⑶重复上述步骤(1)至步骤(2)两次。
【数据处理】
⑴取盐酸温度和NaOH溶液温度的平均值记为反应前体系的温度(t1)。计算温度差(t2－t1)，
将数据填入下表。
实验次数 反应物的温度/℃ 反应前体系 的温度 反应后体系 的温度 温度差
盐酸 NaOH溶液 t1 /℃ t2 /℃ (t2－t1)/℃
1
2
3
⑵取三次测量所得温度差的平均值作为计算依据。
⑶根据温度差和比热容等计算反应热
注意：为了计算简便，可以近似地认为实验所用酸、碱稀溶液的密度、比热容与水的相同，并忽略量热计的比热容，则：
①50mL0.50mol/L盐酸的质量m1=50g，50mL0.55mol/L NaOH溶液的质量m2=50g。
②反应后生成的溶液的比热容=4.18J(g ℃)，50mL0.50mol/L盐酸与50mL0.55mol/L NaOH溶
生中和反应时放出的热量为：
Q = (m1+m2) c (t2－t1) = 。
③生成1 mol H2O时放出的热量为 。
【问题和讨论】
在上述过程中，提高测定反应热准确度的措施有哪些
大量实验测得，在25℃和101kpa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成1molH2O时，放出57.3kJ的热量
【注意事项】
1．防止热量散失。
⑴隔热层隔热效果要好;
⑵ 用玻璃搅拌器搅拌，而不能用金属棒(丝)搅拌；浓度宜小不宜大。
⑶实验时动作要迅速。
2．酸、碱溶液应当使用强酸、强碱的稀溶液
3．量取溶液的体积要准确。
4．测得的反应后体系的温度应是混合溶液的最高温度。
5．实验过程中反应物应一次性加入，且不能有液体溅出。
6．用同一支温度计可减小实验误差，且测量完一种溶液的温度后，温度计必须用水冲洗干净
并用滤纸擦干。
7．数据处理时，应将误差较大的数据舍去，且通常取三次重复实验所得合理数据的平均值
进行计算。
二．焓变
1．内能：体系内物质的各种能量的 ，受温度、 和物质的聚集状态等影响。符号
为 。
2．焓：与物质 有关的物理量，单位为 ，符号为H。
3．焓变(ΔH)： 与 的焓值差，单位为 。
恒压条件下反应的热效应等于焓变。
4．焓变与吸热反应、放热反应的关系
当ΔH为“ ”或ΔH 0时，为吸热反应；当ΔH为“ ”或ΔH 0时，为放热反应。
【强调】
⑴ 在一定条件下，判断某一化学反应是吸热反应还是放热反应，由生成物与反应物的 即
焓变(△H)决定。
⑵ 一般反应都是在敞口容器中进行的，系统的压力等于外界压力，是在恒压条件下进行的反应，
反应的热效应等于焓变。
⑶ 在应用焓变时，应注意△H的符号。当△H＞0时，其“＋”号不能省略。
⑷“反应热”与“热量”的区别：反应热有“＋”、“－”之分；而热量是标量，但要注明是“吸收”、还
是“放出”。
5．化学反应过程中能量变化的原因
⑴微观角度
实例：H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)反应的能量变化如图所示：
由图可知
1 mol H2分子中的化学键断裂吸收的能量 是 ，1 mol Cl2分子中的化学键断裂吸收的能量是 ，2 mol HCl分子中的化学键形成释放的能量是 ，则H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)的反应放出的热量为 。分析结果与实验测得的该反应的反应热（ΔH=-184.6kJ/mol）很接近。
上述分析表明：化学键的断裂和形成时的能量变化是化学反应中能量变化的主要原因。
ΔH= 。
⑵宏观角度
从物质内能上分析，如果反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量，反应物转化为生成物时放出能量，这就是放热反应。反之，则为吸热反应。如图所示：
ΔH= 。
【思考讨论】
任何一个化学反应都有反应热吗？
决定焓变(ΔH)正负及影响焓变大小的因素有哪些？
【方法】
判断化学反应放热或吸热的方法
⑴ 根据ΔH的“＋”和“－”判断。ΔH为“＋”为吸热反应，ΔH为“－”为放热反应。
⑵ 根据反应物和生成物的总能量差判断。
若E(反应物)＞E(生成物)，为放热反应；若E(生成物)＞E(反应物)，则为吸热反应。
⑶ 根据反应物和生成物的键能差判断。
若反应物的总键能大于生成物的总键能，则为吸热反应；若生成物的总键能大于反应物的总键能，则为放热反应。
⑷ 根据反应类型或具体的化学反应判断
【重难点剖析 反应热、焓、焓变的比较】
反应热 焓变 焓
概念 在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量 化学反应中生成物的总焓与反应物的总焓之差 物质所具有的能量
符号 ΔQ ΔH H
单位 kJ/mol
数值 正值表示反应吸热；负值表示反应放热 只有正值
联系 反应热=焓变（等压）；ΔH=H(生成物)－H(反成物)
注意 焓变、焓、反应热代表的意义不同。 任何化学反应都有反应热。 物质三态之间变化的焓变不能叫反应热，反应热是化学反应的焓变。

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