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(共30张PPT)
第一节 反应热
课时1 反应热 焓变
第一章 化学反应的热效应
壹
贰
反应热
中和反应反应热的测定
知识导航
本节重点
本节难点
叁
焓变
课堂导入
自然界的能量存在形式有很多种，势能、生物能、热能、太阳能、风能等。
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化学反应的特征：有物质变化，还伴随能量变化
能量变化
当能量变化以热能的形式表现时：
电能
光能
……
热能
化学反应
吸热反应
放热反应
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反应热
体系与环境
体 系
环 境
试管中的盐酸、NaOH溶液及发生的反应等看作一个反应体系
盛溶液的试管和溶液之外的空气等看作环境
T1
T2
热 量
因温度不同而在体系与环境之间交换或传递的能量
（以盐酸与NaOH溶液的反应为例）
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反应热
定义：在等温条件下①，化学反应体系向环境_______或从环境_______的_______，称为化学反应的热效应，简称反应热。用ΔH表示。
释放
吸收
热量
①注：等温条件下，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相等。
②说明：许多反应热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。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。
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实验探究——中和反应反应热的测定
中和反应反应热的测定
保温杯式量热计
量热器示意图
认识本实验用到的仪器——量热计
许多反应热可以通过量热计直接测定
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测量原理：
用温度计测量反应前后体系的温度变化，根据有关物质的比热容等来计算反应热。
Q：中和反应放出的热量
m：体系的质量
C：体系的比热容
Δt：反应前后体系温度的差值
Q ＝ c · m ·Δt
测量仪器：
简易量热计
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（1）测量哪些数据？
（2）如何利用数据计算反应热？
（3）如何提高实验的准确度？
盐酸&NaOH的温度
反应后体系的温度（最高温度）
Q = ( m1+m2 ) ×c ×（ t2 - t1 ）
H = Q / n（H2O）
减少热量散失，降低实验误差。
使反应物迅速混合并充分反应，保持体系的温度均匀。
(以盐酸和NaOH溶液反应为例)
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② 用另一个量筒量取50mL 0.55mol/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）。
实验操作
① 用量筒量取50mL 0.50mol/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。
反应物温度的测量
为了保证HCl被完全中和，
中和反应进行完全。
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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）。
反应后体系温度的测量
重复上述步骤两次
减小误差，防止热量损失
减小误差
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取三次测量所得温度差的平均值作为计算依据。
根据温度差和比热容等计算反应热。
实验数据处理
为了计算简便，盐酸、氢氧化钠稀溶液的密度近似地认为都是1 g·cm-3，反应后生成的溶液的比热容c＝4.18 J/(g·℃)。
该实验中盐酸和NaOH溶液反应放出的热量是0.418（t2 - t1）kJ，生成1mol H2O时放出的热量为0.418（t2 - t1）/ 0.025 kJ（从单位角度入手引导计算）。
多次计算求平均值以减小误差
!
做题时最容易忽略的
数据处理
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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 21.0 21.0 21.00 24.3 3.30
2 21.1 21.1 21.10 24.5 3.40
3 21.2 21.3 21.25 24.6 3.35
探究课堂
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（1）为了保证0.50mol· L－1的盐酸完全被NaOH中和，采用0.55mol·L－1NaOH溶液，使碱稍稍过量，因为过量的碱并不参加中和反应。（酸稍微过量也可以）
（2）先后测量酸、碱及混合液的温度时，测定一种溶液后必须用水冲洗干净并用滤纸擦干。温度计的水银球部分要完全浸入溶液中，且要稳定一段时间再记下读数。
（3）实验中所用的盐酸和氢氧化钠溶液配好后要充分冷却至室温，才能使用。
（4）操作时动作要快，尽量减少热量的散失。
（5）实验时亦可选用浓度体积都不相同的酸碱溶液进行中和热的测定，但在计算时，应取二者中量少的一种，因为过量的酸/碱并不参加中和反应。
（6）多次试验求平均值时，若有某一组的实验数据有明显偏差，应直接舍去。
（7）隔热层的作用是保温隔热，减少热量损失。
测定操作注意事项
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(1)定义：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1 mol H2O 时，放出 57.3 kJ 的热量。ΔH =-57.3 kJ/mol。
(2)注意事项：
中和热
为什么要强酸/强碱？
弱酸/弱碱电离需吸热
为什么要稀溶液？
浓溶液混合放热，比如浓硫酸
只生成1 mol H2O
若生成BaSO4等沉淀、放热
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实验过程中那些因素会造成实验误差？
保温性能差
装置
本身
动作慢
造成热量损失
实验
操作
采用近似值计算
数据
处理
在上述过程中，提高测定反应热准确度的措施有哪些？
装置
本身
动作迅速，减少热量损失，搅拌均匀
实验
操作
提高装置保温效果
精确的温度计
误差分析
以50mL0.50mol·L－1盐酸与50mL0.55mol·L－1NaOH反应为例，引起误差的实验操作
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【例】在测定中和热的实验中，下列说法正确的是（ ）
A．使用环形玻璃搅拌器是为了加快反应速率，减小实验误差
B．为了准确测定反应混合溶液的温度，实验中温度计水银球应与小烧杯底部接触
C．用 0.5mol·L－1NaOH 溶液分别与 0.5mol·L－1 的盐酸、醋酸溶液反应，如所取的溶液体积相等，则测得的中和热数值相同
D．在测定中和热实验中需要使用的仪器有量筒、烧杯、酒精灯、温度计等
A
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【例】 50 mL 0.50 mol·L-1盐酸与50 mL 0.55 mol·L-1NaOH溶液在如图所示的装置中进行中和反应。通过测定反应过程中所放出的热量可计算中和反应反应热。
(1)从实验装置上看，图中尚缺少的一种玻璃仪器是_____________。
(2)如果不盖杯盖，所求得的中和反应反应热的绝对值将会__________
(3)实验中改用60 mL 0.50 mol·L-1盐酸跟50 mL 0.55 mol·L-1 NaOH溶液进行反应，调整反应物用量后所放出的热量与原实验_________(填“相等”或“不相等”，下同)；所求中和热与原实验_____，简述理由：_________。
环形玻璃搅拌器
偏小
不相等
相等
中和热是指强酸与强碱的稀溶液发生中和反应
生成1 mol水时的反应热，与酸碱的用量无关
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为描述等压条件下的反应热，科学上引入了一个与内能有关的物理量—焓(符号为H)。
1．内能（符号为U）：体系内物质的各种能量的总和，受________、________
和________________等的影响。
2．焓（符号为H）：与内能有关的物理量。
3．焓变：在_______条件下进行的化学反应其反应热等于反应的焓变。
温度
压强
物质的聚集状态
等压
在科学研究和生产实践中，化学反应通常是在等压条件下进行的。如何描述等压条件下的反应热？
焓变
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—— 生成物的总焓与反应物的总焓之差，符号为 H
(1)表达式：ΔH = H(生成物的总焓) - H(反应物的总焓)
(3)规定：
①当反应体系放热时其焓减小，ΔH为“－”，即ΔH < 0；
②当反应体系吸热时其焓增大，ΔH为“＋”，即ΔH > 0。
(2)单位：kJ/mol(或kJ·mol-1)
焓(H)
反应物
生成物
反应进程
焓(H)
反应物
生成物
反应进程
焓变
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【例1】在25℃和101 kPa下，1 molH2与1 mol Cl2反应生成2 mol HCl时放出184.6 kJ的热量，则该反应的反应热为:
ΔH= － 184.6 kJ/mol
【例2】在25 ℃和101 kPa下，1 mol C(如无特别说明，C均指石墨)与1 mol H2O(g)反应，生成1 mol CO和1 mol H2,需要吸收131.5 kJ的热量，则该反应的反应热为:
ΔH= +131.5 kJ/mol
【注意】ΔH右端的+或-不可省略，单位kJ/mol必须标出。
(4)焓变的表示方法
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(5)反应热的实质
化学反应的实质：反应物中旧键的断裂(吸热)，生成物中新键的形成(放热)。
能量
反应进程
生成物
反应物
E放
E吸
能量
反应进程
反应物
生成物
E吸
E放
放热反应 ΔH<0
吸热反应 ΔH>0
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(6)从反应物与生成物总键能相对大小分析焓变
以1 mol H2(g)和1 mol Cl2(g)在在25℃和101kPa下反应生成2mol HCl(g)的能量变化为例。
求H2(g)＋Cl2(g)＝2HCl(g)反应的反应热？
断键吸收能量：
436 KJ + 243 kJ = 679 kJ
成键放出能量：
431 kJ + 431 kJ = 862 kJ
ΔH = -183 kJ/mol
计算公式： H＝反应物的总键能(E吸) - 生成物的总键能(E放)
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1. 能量越低越稳定。
2. 键能越大越稳定。
宏观角度
微观角度
物质的稳定性
计算反应热的两种方法：
H＝
H＝
E反应物的总键能－E生成物的总键能
H生成物的总焓（能量）－ H反应物的总焓（能量）
宏观角度
微观角度
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【例】有关化学键的键能(指将1mol气态分子拆开形成气态原子时，每个化学键断裂所需的最低能量)数据如表所示:
已知CH2=CH2(g)+H2(g) → CH3CH3(g) ΔH=-123.5kJ/mol,x的值为
A. 136.8 B. 307.5 C. 615.0 D. 177.3
C
【解析】根据ΔH=反应物的总键能-生成物的总键能，则反应CH2=CH2(g)+H2(g) → CH3CH3(g)的ΔH=(x+413.4×4+436.0-347.7-413.4×6) kJ/mol =-123.5kJ/mol，解得x=615.0。
化学键 C-H C=C H-H C-C
键能/(KJ/mol) 413.4 x 436.0 347.7
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放热反应 吸热反应
①所有燃烧反应；
②大多数化合反应；
③酸碱中和反应；
④金属与酸或水的置换反应；
⑤物质的缓慢氧化；
⑥铝热反应。
①大多数分解反应
③高温条件下C、H2、CO作还原剂的反应。
②Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应；
④NaHCO3与酸的反应。
常见的放热反应与吸热反应
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基元反应
大多数化学反应并不是经过简单碰撞就能完成的，往往要经过多个反应步骤才能实现。
每一步反应都称为基元反应。
过渡态理论
反应物分子并不只是通过简单碰撞直接形成产物，而是必须要经过一个过渡状态，并且达到这个过渡状态需要一定的活化能。
基元反应、过渡态理论及活化能
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(1)热能综合利用
(2)工艺条件优化
(3)理论分析
…………
研究反应热的意义

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