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(共25张PPT)
反应热的计算
习
学
目
标
1.通过学习理解盖斯定律的内容，认识其在科学研究中的意义。
2.运用盖斯定律，能进行有关反应热的简单计算，进一步提高化学计算能力。
3.运用盖斯定律，书写未知反应的热化学方程式。
在科学研究和工业生产中，常常需要了解反应热。许多反应热可以通过实验直接测定，但是有些反应热是无法直接测定的。
能否利用一些已知反应的反应热来计算其他反应的反应热呢？
1836年，俄国化学家盖斯，提出了盖斯定律为我们解决了这个问题。
情 境 导 入
嗨，同学们好，我叫盖斯，我经过大量的实验研究，总结出一条规律，看看能不能帮大家解决问题吧!
1.盖斯定律内容
一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。即：化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应进行的途径无关。
知识点一 盖斯定律
2.盖斯定律的理解
（1）从途径角度理解盖斯定律
反应热
如同山的绝对高度与上山的途径无关一样，A点相当于反应体系的始态，B点相当于反应体系的终态，山的高度相当于化学反应的反应热。势能的变化只与起点A和终点B的海拔差有关,而与由A点到B点的途径无关。
知识点一 盖斯定律
（2）从能量守恒角度理解盖斯定律
经过一个循环，体系仍处于S态，因为物质没有发生变化，所以就不能引发能量变化，即 H1+ H2=0
先从始态S变化到终态L体系放出热量( H1 <0)
始态(S)
然后从L到S，体系吸收热量( H2>0)
终态(L)
推论：同一个热化学反应方程式，正向反应 H1与逆
向反应 H2大小相等，符号相反，即： H1= – H2
知识点一 盖斯定律
ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3 ＝－(ΔH4＋ΔH5＋ΔH6)；
3.图例说明盖斯定律
A→D：
知识点一 盖斯定律
从反应途径角度：
从能量守恒角度：
ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝0
不能很好的控制反应的程度，故不能直接通过实验测得△H1
①C(s)+1/2O2(g)==CO(g) ΔH1=
②CO(g)+1/2O2(g)== CO2(g) ΔH2=-283.0kJ/mol
③C(s)+O2(g)==CO2(g) ΔH3=-393.5kJ/mol
如何测出下列反应的反应热：
C(s)+1/2O2(g)==CO(g) ΔH1=
4.盖斯定律的应用
知识点一 盖斯定律
4.盖斯定律的应用
C(s)+ O2(g)
CO2(g)
△H1
△H3
△H1＝ △H2 ＋ △H3
CO(g) + O2(g)
1
2
△H2
△H3 ＝△H1 － △H2
C(s)+1/2O2(g) = CO(g) △H1＝？
物质 燃烧热
ΔH (kJ/mol)
C(s) 393.5
CO(g) 283.0
路径I
路径II
= 393.5 kJ/mol ( 283.0 kJ/mol)
= 110.5 kJ/mol
知识点一 盖斯定律
C(s) + O2(g) ＝ CO(g) △H3＝？
CO(g)+ O2(g) ＝ CO2(g) △H2＝－283.0 kJ/mol
C(s) + O2(g) ＝ CO2(g) △H1＝－393.5 kJ/mol
+)
△H3 ＝△H1 － △H2
＝ －393.5 kJ/mol －(－283.0 kJ/mol＝ －110.5 kJ/mol
1
2
1
2
C(s) + O2(g) ＝ CO(g) △H3＝ －110.5 kJ/mol
1
2
即运用所给热化学方程式通过加减的方法得到所求热化学方程式。
知识点一 盖斯定律
5.根据盖斯定律书写热化学方程式
知识点一 盖斯定律
第一步：找出目标热化学方程式中反应物与生成物在已知热化学方程式中的位置。
第二步：调整已知热化学方程式的计量数和ΔH。
第三步：叠加已调整的热化学方程式中的ΔH，确定待求反应的ΔH。
即：①×2 + ②×4 - ③ = ④ ΔH＝ΔH1×2 ＋ΔH2×4 －ΔH3 ＝－283.2kJ/mol×2 －285.8kJ/mol×4 ＋1370 kJ/mol＝－339.2 kJ/mol
④2CO(g)＋ 4 H2(g) H2O(l)＋ C2H5OH (l)
① 2CO(g) + O2(g) 2 CO2(g) ΔH4= －283.0 ×2 kJ/mol
② 4H2(g) + 2 O2(g) 4H2O(l) ΔH5= －285.8×4 kJ/mol
③C2H5OH(l) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3H2O(l) ΔH3=-1370 kJ/mol
思路点拨
知识点一 盖斯定律
总结：根据盖斯定律书写热化学方程式的方法
(1)确定待求反应的热化学方程式；
(2)找出待求热化学方程式中各物质出现在已知方程式中的位置(是同侧还是异侧)；
(3)利用同侧相加、异侧相减进行处理；
(4)分析目标方程式中各物质的化学计量数，通过乘除来调整已知反应的化学计量数，并消去中间产物；
(5)实施叠加并确定反应热的变化。
知识点一 盖斯定律
根据盖斯定律书写热化学方程式的易错警示：
①热化学方程式同乘以一个数时，反应热数值也必须同乘以该数值；
②热化学方程式相加减时，同种物质之间可相加减，反应热也随之相加减；
③将一个热化学方程式颠倒， △H的符号也要随之改变
知识点一 盖斯定律
6.盖斯定律在生产和科学研究中的意义
有些反应，因为某些原因，导致反应热难以直接测定，如：
知识点一 盖斯定律
（1）有些反应进行得很慢
（2）有些反应不容易直接发生
（3）有些反应的产品不纯（有副反应发生）
但可以用盖斯定律间接求得。
【典例1】黄铁矿(主要成分为FeS2)的燃烧是工业上制硫酸时得到SO2
的途径之一，反应的化学方程式为：4FeS2+11O2 2Fe2O3+8SO2
在 25℃ 和 101kPa 时，1mol FeS2 (s)完全燃烧生成Fe2O3 (s)和SO2 (g)时放出853kJ的热量。这些热量(工业中叫做“废热”)在生产过程中得到了充分利用，大大降低了生产成本，对于节约资源、能源循环利用具有重要意义。
（1）请写出FeS2燃烧的热化学方程式。
（2）计算理论上1kg黄铁矿（FeS 的含量为90%）完全燃烧放出的热量。
高温
知识点二 反应热的计算
(2)FeS2的摩尔质量为120g·mol-1。
思路点拨：
知识点二 反应热的计算
【典例2 】葡萄糖是人体所需能量的重要来源之一，设它在人体组织
中完全氧化时的热化学方程式为:
C6H12O6(s)+6O2(g)=6CO2(g)+6H2O(l) H= -2800kJ/mol
计算100 g葡萄糖在人体组织中完全氧化时产生的热量。
思路点拨：根据热化学方程式可知，1 mol C6H12O6在人体组织中完全氧化时产生的热量为2800 kJ.C6H12O6的摩尔质量为180g/mol。
100gC6H12O6的物质的量为:100g/180g/mol=0.556 mol 0.556molC6H12O6完全氧化时产生的热量为:0.556mol×2800KJ/mol=1557KJ
知识点二 反应热的计算
【典例3】焦炭与水蒸气反应、甲烷与水蒸气反应均是工业上制取氢气的重要方法。这两个反应的热化学方程式分别为：
①C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g) H1= +131.5kJ/mol
②CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g) H2= +205.9kJ/mol
试计算CH4(g) C(s)+2H2(g)的△H。
知识点二 反应热的计算
分析各化学方程式的关系可以得出，将反应①的逆反应与反应 ②相加，得到反应： CH4(g) C(s)+2H2(g)
即：CO(g)+H2(g) C(s)+H2O(g) H3= - H1= -131.5kJ/mol
+） CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g) H2= +205.9kJ/mol
CH4(g) C(s)+2H2(g) H= ？
根据盖斯定律： H= H3+ H2 = H2- H1
= +205.9kJ/mol-131.5kJ/mol = +74.4kJ/mol
答：CH4(g)=C(s)+2H2(g) 的 H= +74.4kJ/mol。
思路点拨：
知识点二 反应热的计算
化学反应热的计算
盖斯定律
反应热
的计算
盖斯定律的内容
对盖斯定律的理解
途径角度
能量守恒角度
根据热化学方程式及燃烧热计算
根据化学键断裂和形成时的能量变化计算
根据盖斯定律进行计算
变化观念与平衡思想
【课 堂 小 结】
1. 沼气是一种能源，它的主要成分是CH4。0.5 mol CH4完全燃烧生成CO2和液态H2O时，放出445 kJ的热量。则下列热化学方程式中正确的是( )
A. 2CH4(g)＋4O2(g)=2CO2(g)＋4H2O(l) ΔH=+890 kJ/mol
B. CH4＋2O2=CO2＋H2O ΔH=-890 kJ/mol
C. CH4(g)＋2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) ΔH=-890 kJ/mol
D.1/2CH4(g)+O2(g)=1/2CO2(g)+H2O(l) ΔH=-890 kJ/mol
C
随 堂 训 练
2.环戊二烯（ ）是重要的有机化工原料，广泛用于农药、橡胶等生产。回答下列问题：
已知：
① (g)= (g)+H2(g) ΔH1= +100.3 kJ·mol 1
② H2(g)+ I2(g) =2HI(g) ΔH2= 11.0 kJ·mol 1
对于反应：
③ (g)+ I2(g)= (g)+2HI(g ) ΔH3=___________kJ·mol 1。
+89.3
随 堂 训 练
3.甲醇是重要的化工原料，又可称为燃料。利用合成气（主要成分为CO、CO2和H2）在催化剂的作用下合成甲醇，发生的主反应如下：
CO（g）+2H2（g） CH3OH（g） △H1= 。
-99kJ/mol
随 堂 训 练
4.（1）已知：S(s)+O2(g)=SO2(g) △H=-290.6 kJ/mol
求16克硫燃烧成为SO2气体放出多少热量？
145.3kJ
30.5 g
随 堂 训 练
（2）已知：C(s)+O2(g)=CO2(g) △H=-393.5 kJ/mol
要获得1000千焦热量，需燃烧多少克碳？(共25张PPT)
热化学方程式、燃烧热
习
学
目
标
1.认识热化学方程式，了解热化学方程式表示的意义。
2.理解热化学方程式书写规则，并能正确书写和判断热化学方程式。
3.了解燃烧热的概念，能正确书写关于燃烧热的热化学方程式。
4.掌握燃烧热的相关计算。
化学变化伴随着能量的变化，一般都有反应热。
如何用化学用语来表示化学反应中的热量变化呢
①H2+Cl2 === 2HCl
点燃
②H2(g)+Cl2(g)===2HCl(g) ΔH = -184.6 kJ/mol
标注条件，未标注物质状态
没有条件，标注物质状态且有ΔH数值
只表明物质变化
不仅关注物质间的转化同时还更强调能量的变化
情 境 导 入
1.定义
表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式
表明了化学反应中的物质变化和能量变化
2.意义
表示1mol气态H2与1mol气态Cl2完全反应生成2mol气态HCl时，放出184.6kJ的热量。
H2(g)+Cl2(g)===2HCl(g) ΔH = -184.6 kJ/mol
物质变化
能量变化
2H2(g) + O (g) = 2H O(g) H＝﹣483.6 kJ/mol
知识点一 热化学方程式
3.热化学反应方程式的书写步骤及要求
小结：一方程、二状态、三焓变(正负号、数值、单位)
注意：当温度压强不是25℃ 、101kPa时，还需标明反应的温度和压强
方程式后写ΔH ，并注明ΔH 的“+”或“-”
知识点一 热化学方程式
H2(g) + Cl2(g) == 2HCl(g) ΔH= -184.6 kJ/mol
H2(g) + I2 (g)=====2HI(g) ΔH= -14.9 kJ/mol
200℃
101kPa
(1)注明反应时的温度和压强
对于25℃，101 kPa 时的数据，可不特别注明温度和压强
4.书写热化学方程式的注意事项
温度和压强不同， ΔH也不同
不写“点燃”“加热”等引发条件，
不标“↑”和“↓”
知识点一 热化学方程式
(2)注明反应物和生成物的聚集状态
聚集状态不同时，它们所具有的内能、焓也均不同
常见状态：气态(g)、固态(s)、液态(l)、溶液(aq)
上述两个反应，哪个反应释放的能量更多，为什么？
知识点一 热化学方程式
1g冰
1g液态水
1g水蒸气
焓(H)增大
熔化
蒸发
H2O(l)==H2O(g) ΔH =＋44kJ/mol
等质量水的焓(能量)：H2O(s)＜ H2O(l)＜ H2O(g)
知识点一 热化学方程式
(3)热化学方程式中化学计量数可为整数或分数
H2(g) ＋ Cl2(g) ＝ 2HCl(g) ΔH ＝－184.6kJ/mol ①
——表示各物质的(物质的量)
ΔH与化学计量数有关
对同一反应，若化学计量数扩大或缩小，则ΔH 值也扩大或缩小相同
倍数
ΔH必须与化学方程式一一对应
知识点一 热化学方程式
知识点一 热化学方程式
(4)互逆的两反应，其反应热数值相等，符号相反
ΔH= 41 kJ/mol
ΔH= +41 kJ/mol
若正反应为放热反应 (ΔH ＜0)，则逆反应为吸热反应(ΔH ＞0)
ΔH正+ ΔH逆=0
已知：H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)　ΔH＝－184.6 kJ·mol－1，则
(1) 反应2H2(g)＋2Cl2(g)===4HCl(g)　ΔH＝________________。
－369.2 kJ·mol－1
＋92.3 kJ·mol－1
知识点一 热化学方程式
(5)可逆反应的ΔH 是指物质完全反应时的热效应
2NH3(g) N2(g)+3H2(g) ΔH = + 92.4kJ/mol
注意可逆反应的ΔH 和实际吸收或放出热量的区别∶
不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的反应热ΔH 都表示反应进行到底时的能量变化。
已知：N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)　ΔH＝－92 kJ·mol－1，则将1 mol N2(g)和3 mol H2(g)置于密闭容器中，一定条件下充分反应，放出的热量_____(填“大于”“小于”或“等于”)92 kJ，理由是______________________________。
小于
该反应是可逆反应，不能进行完全
知识点一 热化学方程式
(2)3.2 g CH4完全燃烧生成CO2(g)和H2O(l)时放出178 kJ的热量，其热化学方程式为CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH＝－890 kJ ___________________________。
判断下列热化学方程式的正误，错误的指明原因。
(1)2NO2===O2＋2NO　ΔH＝＋116.2 kJ·mol－1 _________________。
物质未标明聚集状态
数值正确，单位应为kJ·mol－1
×
×
√
×
该反应吸热，ΔH应为“＋”值
应用体验1
知识点一 热化学方程式
应用体验2
写出下列反应的热化学方程式
1．1 mol N2(g)与适量O2(g)充分反应生成NO2(g)，吸收68 kJ热量。

N2(g) + 2O2(g) = 2NO2 (g) H = + 68 kJ/mol
Cu(s)+1/2O2(g)= CuO(s) ΔH=－157kJ/mol
知识点一 热化学方程式
2．1 mol Cu(s)与适量O2(g)充分反应生成CuO(s)，放出157 kJ的热量。
根据所给信息，书写对应的热化学方程式。
(1)11.2 L(标准状况)H2在足量Cl2中燃烧生成HCl气体，放出91.5 kJ热量：
H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g) 　ΔH＝－183 kJ·mol－1
C(s，石墨)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g)　ΔH＝＋131.3 kJ·mol－1
应用体验3
知识点一 热化学方程式
(2)已知1 mol C(s，石墨)与适量H2O(g)反应生成CO(g)和H2(g)，吸收131.3 kJ热量:
(3)1.7 g NH3(g)发生催化氧化反应生成气态产物，放出22.67 kJ热量：
概念：101 kPa，1mol 纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量，
单位 kJ·mol－1，ΔH<0
25 ℃、101 kPa时，1 mol CH4完全燃烧生成CO2气体和液态H2O时放出890.3 kJ的热量
25 ℃、101 kPa时甲烷的燃烧热为890.3 kJ·mol－1，表示的意义：
ΔH = - 890.3kJ/mol
知识点二 燃烧热
2.燃烧热的热化学方程式
典例1：H2(g)、C(s) 和CH4(g)的燃烧热分别为285.8 kJ/mol 、393.5 kJ/mol和890.3 kJ/mol，请写出其燃烧热的热化学方程式。
C(s) + O2(g) === CO2(g) ΔH= －393.5 kJ/mol
CH4(g) + 2O2(g) === CO2(g) +2H2O(l) ΔH= －890.3 kJ/mol
以燃烧1 mol可燃物为标准来配平其余物质的化学计量数，同时可燃物要完全燃烧且生成指定产物。
知识点二 燃烧热
典例2：在101kPa下，汽油的成分之一辛烷(C8H18)燃烧的热化学方程式为
2C8H18(l)＋25O2(g)===16CO2(g)＋18H2O(l)　ΔH＝－11 036 kJ·mol－1。
则表示辛烷燃烧热的热化学方程式为 。
(1)燃烧热的热化学方程式中可燃物的化学计量数必须为1；
(2)完全燃烧，生成指定产物；
(3)燃烧热热化学方程是唯一的。
知识点二 燃烧热
知识点二 燃烧热
A
3. 燃烧热的计算
Q放
n(可燃物)
-
ΔH（燃烧热） =
Q放＝n(可燃物)×| ΔH（燃烧热） |
典例4：已知1 g C燃烧生成CO产生9.21 kJ热量，生成CO2产生32.79 kJ的热量。则碳的燃烧热ΔH是(　　)
A．32.79 kJ B．393.5 kJ
C．－110.5 kJ/mol D．－393.5 kJ/mol
D
知识点二 燃烧热
典例5：已知 ①CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) ΔH= -Q1kJ/mol
②2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) ΔH= -Q2kJ/mol
③2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) ΔH= -Q3kJ/mol
常温下，取体积比为4:1的甲烷和氢气的混合气体11.2L(已折合成标准状况)，经完全燃烧后恢复至常温，则放出的热量为 kJ。
0.4Q1+0.05Q3
知识点二 燃烧热
热化学
方程式
书写
正误判断
燃烧热
概念
注意问题
一种特定的反应热
表示
【课 堂 小 结】
1.下列有关热化学方程式的描述正确的是
A.热化学方程式前面的化学计量数既表示分子数也表示物质的量
B.已知C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1，C(s)＋ O2(g)===CO(g)　ΔH2，则 ΔH1<ΔH2
C.已知：H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)　ΔH＝－57.3kJ·mol－1，则H2SO4(aq)＋Ba(OH)2(aq) ===BaSO4(s)＋2H2O(l)　ΔH＝－114.6 kJ·mol－1
D.H2的燃烧热为285.8 kJ·mol－1，则H2O分解的热化学方程式为
2H2O(l) ===2H2(g)＋O2(g)　ΔH＝＋285.8 kJ·mol－1
√
形成BaSO4沉淀还会放出热量
数值应为285.8 kJ·mol－1×2
随 堂 训 练
4.氢气(H2)、一氧化碳(CO)、辛烷(C8H18)、甲烷(CH4)燃烧的热化学方程式分别为
H2(g)＋ O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1
CO(g)＋ O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－282.9 kJ·mol－1
C8H18(l)＋ O2(g)===8CO2(g)＋9H2O(l)　ΔH＝－5 518 kJ·mol－1
CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH＝－890.3 kJ·mol－1
相同质量的H2、CO、C8H18、CH4完全燃烧时，放出热量最多的是（ ）
A.H2(g) B.CO(g) C.C8H18(l) D.CH4(g)
A
随 堂 训 练
4．联氨可用作火箭燃料，回答下列问题：
(1)在发射“神舟”七号的火箭推进器中装有肼(N2H4)和过氧化氢，当两者混合时即产生气体，并放出大量的热。已知：N2H4(l)＋2H2O2(l)=N2(g)＋4H2O(g)　ΔH＝－641.6 kJ·mol－1；H2O(l)=H2O(g)　ΔH＝＋44.0 kJ·mol－1，若用6.4 g液态肼与足量过氧化氢反应生成氮气和液态水，则整个过程中放出的热量为 。
(2)“嫦娥二号”卫星使用液态四氧化二氮和液态偏二甲肼(C2H8N2)作推进剂。N2O4与偏二甲肼燃烧产物只有CO2(g)、H2O(g)、N2(g)，并放出大量热，已知10.0 g液态偏二甲肼与液态四氧化二氮完全燃烧可放出425 kJ热量，该反应的热化学方程式为_________________________
__________________________________________。
163.52 kJ
C2H8N2(l)＋2N2O4(l)===2CO2(g)
随 堂 训 练
＋4H2O(g)＋3N2(g)　ΔH＝－2 550.0 kJ·mol－1(共24张PPT)
　反应热、焓变
习
学
目
标
1.了解反应热的概念。
2.能解释中和反应反应热的测定原理，能根据实验中测定并记录的数据计算反应热。
3.能从宏观和微观两个角度建构模型，并解释反应热产生的原因。
自热食品，是指不依赖电、火等方式加热，而用自带发热包加热的预包装食品。 如自热米饭，自热火锅等。使用时，只需将特制的发热包放在食盒底部，再加入一杯凉水，即可制作出热气腾腾食物。
你知道其中的原理吗？请写出方程式。
情 境 导 入
（1）体系与环境
被研究的物质系统
与体系相互影响的其他部分
体系：
环境：
例如：研究物质在水溶液中的反应，溶液就是体系，而盛放溶液的烧杯以及溶液之外的空气等便是环境。
体系
敞开体系
密封体系
隔离体系
与环境既有能量交换，也有物质交换。
与环境只有能量交换，没有物质交换。
与环境既没有能量交换，也没有物质交换。
(以盐酸与NaOH溶液的反应为例)
环境
体系
体系与环境示意图
环境——如盛溶液的试管和溶液之外的空气等。
体系——试管中的盐酸、NaOH溶液及发生的反应等看作一个反应体系，又称系统。
知识点一 反应热的概念
②反应热：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，称为化学反应的热效应，简称反应热。
（2）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交换或传递的能量。
量热计
如何测定反应放出的热量？
知识点一 反应热的概念
1.实验用品
简易量热计示意图
仪器：烧杯、量筒、温度计、玻璃搅拌器、盖板、泡沫
试剂：
0.5mol/L盐酸、0.55mol/L NaOH
知识点二 中和反应热的测定
2.实验步骤
a.用量筒量取50 mL 0.5mol/L盐酸，打开杯盖，倒入量热计的内筒，用温度计测量盐酸的温度。用水冲洗干净温度计上的酸。
(1)反应物温度的测量
b.用另一个量筒量取50 mL 0.55mol/L NaOH溶液，用温度计测量其温度。
防止残留的酸与碱反应，
导致测量的t2 数据不准。
NaOH稍过量，确保盐酸完全反应
知识点二 中和反应热的测定
(2)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）。
减少热量散失
2.实验步骤
知识点二 中和反应热的测定
3.数据处理（学生完成实验，记录数据并完成 H 求算）
实验
次数
反应物的温度/℃
盐酸
NaOH溶液
反应前体系的温度t1/℃
反应后体系的温度t2/℃
温度差
（t2 - t1) /℃
取三次温度差的平均值作为计算依据：
1
2
3
Q = ( m1+m2 ) × c ×（ t2 - t1 ）
H = Q / n(H2O)
知识点二 中和反应热的测定
4.数据分析
实验测得的数据为 ，而资料上的数据为57.3kJ，根据实验原理和操作过程，试分析数据差异的原因。
5.误差分析
交流讨论：实验过程中有哪些因素会造成实验误差？
①装置本身缺陷：
②实验操作：
③数据处理：
如实验时间过长，造成热量损失
装置保温性能差，热量散失较多
酸碱溶液的比热容和密度均大于水
采用近似值计算，
知识点二 中和反应热的测定
知识点三 焓与焓变
知识点三 焓与焓变
放热反应
吸热反应
当体系吸热时其焓增大，
ΔH 为 ，即ΔH____。
当体系放热时其焓减小，ΔH 为______，即ΔH____。
负值
＜0
正值
＞0
知识点三 焓与焓变
旧化学键的断裂 和 新化学键的形成。
吸收能量
放出
能量
在相同条件下，由原子形成1 mol化学键时所
与断开1 mol相同化学键所 是相等的。
放出的能量
吸收的能量
知识点三 焓与焓变
436 kJ/mol
243 kJ/mol
H（kJ/mol）
反应历程
H2 +Cl2
2H+2Cl
2HCl
-183 kJ/mol
2×(431 kJ)
=862 kJ/mol
以 H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g) 为例，从微观角度理解焓变的实质
Q吸收=436+243=679 kJ/mol
反应热 △H=679-862= -183 kJ/mol
Q放出=431×2=862 kJ/mol
知识点三 焓与焓变
或，ΔH = E吸收－E放出
宏观
微观
即，ΔH = E生成物－E反应物
ⅰ.ΔH=生成物的总能量－反应物的总能量
ⅱ.ΔH=反应物键能总和－生成物键能总和
生成物
反应物
生成物
反应物
知识点三 焓与焓变
反应热
反应热
中和反应的反应热
焓变 H
等温下，化学反应释放或吸收的热量
强酸、强碱；
稀溶液；
生成1mol水
等压条件下的反应热
放热反应ΔH＜0；吸热反应ΔH＞0
ΔH = E吸收－E放出
宏观
微观
ΔH = E生成物－E反应物
(ΔH=反应物键能总和－生成物键能总和)
【课 堂 小 结】
1．下列关于化学反应与能量变化的说法正确的是(　　)
A．放热反应的发生无须任何条件
B．化学键的断裂和形成与反应放热和吸热无关
C．化学反应过程都伴随着能量的变化
D．硫酸与氢氧化钠的反应是吸热反应
【解析】放热反应的发生可能需要条件，如加热等，A项错误；化学键的断裂和形成与反应放热和吸热有关，B项错误；化学反应过程都伴随着能量的变化，C项正确；H2SO4与NaOH的反应是放热反应，D项错误。
C
随 堂 训 练
2.下列图象分别表示有关反应的反应过程与能量变化的关系。
据此判断下列说法中正确的是(　 )
A．由图1知，石墨转变为金刚石是吸热反应
B．由图2知，S(g)+O2(g)=SO2(g) ΔH1， S(s)+O2(g)=SO2(g)ΔH2 ，则ΔH1＞ΔH2
C．由图3知，白磷比红磷稳定
D．由图4知，CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g) ΔH＞0
C
随 堂 训 练
3.已知H—H键键能(断裂时吸收或生成时释放的能量)为 436 kJ/mol，H—N键键能为391 kJ/mol,根据：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)　ΔH=-92.4 kJ/mol。则N≡N键的键能是(　 　)
A.431 kJ/mol B.945.6 kJ/mol
C.649 kJ/mol D.896 kJ/mol
B
根据Δ H=反应物键能总和－生成物键能总和列式得
解析：
随 堂 训 练
4.化学反应A2(g)＋B2(g)=2AB(g)的能量变化如图所示，下列叙述中正确的是(　　)
A．每生成2个AB分子吸收(a－b)kJ热量
B．该反应热ΔH＝＋(a－b)kJ·mol－1
C．该反应中反应物的总能量高于生成物的总能量
D．断裂1 mol A—A和1 mol B—B键，放出a kJ能量
【解析】：每生成2 mol AB吸收(a－b)kJ热量，A项错误，B项正确；由图可知，反应物的总能量低于生成物的总能量，C项错误；断裂1 mol A—A和1 mol B—B键，吸收a kJ能量，D项错误。
B
随 堂 训 练
5.某实验小组用0.50 mol·L-1 NaOH溶液和0.50 mol·L-1硫酸溶液进行中和热的测定。
Ⅰ.配制0.50 mol·L-1 NaOH溶液
(1)若实验中大约要使用245 mLNaOH溶液,至少需要称量NaOH固体　　___g。
(2)从上图中选择称量NaOH固体所需要的仪器是(填字母):　　　。
5.0
a b e
0.25L× 0.50 mol·L-1 ×40 g/mol==5.0g
随 堂 训 练
Ⅱ.测定稀硫酸和稀氢氧化钠中和热的实验装置如右图所示。
取50 mL NaOH溶液和30 mL硫酸溶液进行实验,实验数据如下表。
①请填写下表中的空白:
温度
实验次数　 起始温度t1/℃ 终止温度t2/℃ 温度差
平均值[
(t2-t1)/℃
H2SO4 NaOH 平均值
1 26.2 26.0 26.1 30.1
2 27.0 27.4 27.2 31.1
3 25.9 25.9 25.9 31.8
4 26.4 26.2 26.3 30.4
②近似认为0.50 mol·L-1 NaOH溶液和0.50 mol·L-1硫酸溶液的密度都是1 g·cm-3,中和后生成溶液的比热容c=4.18 J·(g·℃)-1。则中和热ΔH=___________(取小数点后一位)。
4.0
3.9
5.9
4.1
-53.5KJ/mol
若有数据偏差太大，
应舍弃该数据
ΔH=-
80×0.00418(t2—t1)KJ
0.025mol
= -53.5KJ/mol
随 堂 训 练
Ⅱ.测定稀硫酸和稀氢氧化钠中和热的实验装置如右图所示。
取50 mL NaOH溶液和30 mL硫酸溶液进行实验,实验数据如下表。
③上述实验数值(53.5KJ/mol)结果与57.3 kJ·mol-1有偏差,产生偏差的原因可能是(填字母)　　　　。
a.实验装置保温、隔热效果差
b.量取NaOH溶液的体积时仰视读数
c.分多次把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小烧杯中
d.用温度计测定NaOH溶液起始温度后直接测定H2SO4溶液的温度
a c d
随 堂 训 练

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