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(共64张PPT)
第1章　化学反应与能量转化
第1节　化学反应的热效应
反应热及其测定
1.认识体系与环境(以研究盐酸与NaOH溶液的反应为例)
2.热量：指因温度不同而在体系与环境之间交换或传递的能量。
3.反应热
(1)含义：当化学反应在一定的温度下进行时，释放或吸收的热量，称为该化学反应在此温度下的热效应，简称反应热。
(2)符号：Q。
(3)单位：kJ·mol－1或 kJ/mol。
(4)测定方法：通过量热计直接测定。
反应热概念中的“在一定的温度下”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相等。
4.测定中和反应的反应热
(1)实验装置(简易量热计)
(2)实验测量数据
①反应物温度(t1℃)的测量
用量筒量取100 mL 1.0 mol·L－1盐酸，打开杯盖，倒入量热计的内筒，盖上杯盖，插入温度计，匀速搅拌后测量并记录初始温度t1℃。量取100 mL 1.0 mol·L－1 NaOH溶液置于烧杯中，调节其温度为t1℃。
②反应后体系温度(t2℃)的测量
将NaOH溶液迅速倒入量热计的内筒，立即盖上杯盖，用搅拌器匀速搅拌，并准确读取混合溶液的最高温度，记录为t2℃。
　 混合溶液的最高温度即为酸碱恰好完全反应时的温度。
③重复上述步骤①至步骤②两次，记录每次的实验数据，取其平均值作为计算依据。
④实验数据处理
盐酸、氢氧化钠溶液为稀溶液，其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 kJ·k－1·kg－1。该实验中盐酸和NaOH溶液的中和热为8.36(t2－t1) kJ·mol－1。
5.中和热的计算
(1)计算依据：Q＝CmΔt
式中：Q为中和反应放出的热量，C为反应混合液的比热容，m为反应混合液的质量，Δt为反应前后溶液温度的差值。
(2)计算技巧：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。
①100 mL1.0 mol·L－1盐酸的质量m1＝100 g，100 mL 1.0 mol·L－1 NaOH溶液的质量m2＝100 g。
化学反应的内能变化与焓变
1.内能、焓、焓变
(1)内能(符号为U)：体系内物质所含各种微观粒子的能量总和，受温度、压强和物质的种类、数量及聚集状态等的影响。
(2)焓(符号为H)：与内能有关的物理量。
(3)焓变：(符号：ΔH，单位：kJ/mol或 kJ·mol－1)。在等压条件下进行的化学反应(严格地说，对反应体系做功还有限定，中学阶段一般不考虑)，其反应热等于反应的焓变，
ΔH的单位为 kJ·mol－1(或 kJ/mol)，它并不是指每摩尔具体物质反应时伴随的能量变化是多少千焦，而是指给定形式的具体反应以各物质的系数来计量其物质的量时伴随的能量变化是多少千焦。
(4)反应热与焓变的关系
化学键 断裂或形成1 mol化学键的能量变化 反应中的能量变化
吸收436 kJ 共吸收679 kJ
吸收243 kJ
放出431 kJ 共放出862 kJ
结论
1.焓(H)是与内能有关的物理量，内能描述的是物质所具有的能量，是物质的固有性质之一。不同的物质，其焓不同；相同的物质，如果温度或压强不同，物质的状态不同，其焓也会不同。
2.焓、焓变、反应热代表的意义不同；焓只有正值，而焓变有正值、负值之分。
3.化学反应的能量变化主要表现为热量变化，但并不完全是热量变化，还有光能、电能等。
4.物质发生化学反应时一定伴随着能量变化，但伴随能量变化的物质变化不一定都是化学变化。
5.能量越低越稳定。同一物质的能量由高到低：气体(g)＞液体(l)＞固体(s)；稳定性：气体(g)＜液体(l)＜固体(s)。
6.任何化学反应在发生物质变化的同时都伴随着能量的变化，通常表现为热量变化，即放出热量或吸收热量。在化学反应中，一定条件下所释放或吸收的热量即为化学反应热。
3.书写热化学方程式时应注意的问题
(1)需注明反应时的温度和压强。若是在25 ℃、101 kPa时进行的反应，可不特别注明。
(2)需注明反应物和生成物的聚集状态：s(固体)、l(液体)、g(气体)和aq(溶液)。
　 化学式相同的同素异形体除标明状态外还需标明其名称(因为结构不同，具有的能量不同)，如金刚石应表示为“C(s，金刚石)”。
(3)热化学方程式中各物质前的系数可以是整数，也可以是分数。
(4)同一反应的ΔH与系数成正比。
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。
盖斯定律
1.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。
2.意义：在一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。如：
根据盖斯定律可得：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5。
盖斯定律的注意事项
(1)正、逆反应的反应热数值相同，符号相反。
(2)若某个反应的化学方程式可由另外几个反应的化学方程式相加减而得到，则该反应的反应热也可以由这几个反应的反应热相加减而得到。
反应热的计算
计算依据 计算方法
根据反应物和生成物的总能量 ΔH＝E(生成物)－E(反应物)
根据化学键的键能 ΔH＝反应物键能总和－生成物键能总和
根据摩尔燃烧焓 Q放＝n(可燃物)×｜ΔH｜
根据热化学方程式 ①化学反应的反应热数值与各物质的系数成正比；
②若反应物、生成物对调，ΔH变号，但数值不变
根据盖斯定律 适当地“加”“减”热化学方程式，计算反应热
(3)摩尔燃烧焓的意义：甲烷的摩尔燃烧焓ΔH＝－890.3 kJ·mol－1，它表示在25℃、101 kPa时，1 molCH4完全燃烧生成气态CO2和液态H2O时放出890.3 kJ的热量。
可燃物的物质的量发生变化，其摩尔燃烧焓不变，摩尔燃烧焓指1 mol可燃物完全燃烧生成指定产物时放出的热量，与可燃物的物质的量无关。
2.能源
(1)概念
能源是自然界中，能为人类提供能量的物质或物质运动，它包括化石燃料、太阳能、风能、水能、潮汐能等。
(2)分类
(3)能源危机的解决方法
降低能耗，开发新能源，节约现有能源，提高能源的利用率。
(4)燃料的选择
①考虑热值大小。
②考虑燃料的稳定性、来源、价格、运输、对环境的影响、使用的安全性等多方面的因素。
反应热的比较
1.与“－”有关：对于放热反应来说，放热越多，ΔH反而越小。
2.与“系数”有关：系数加倍，ΔH的绝对值也要加倍。
3.与“化学状态”有关：同一反应，反应物或生成物状态不同，反应热不同；产物相同，晶体类型不同，反应热不同。
同一物质能量：气体＞液体＞固体。
4.与“反应程度”有关
(1)其他条件相同时，燃烧越充分，放出的热量越多。
(2)对于可逆反应，反应物不可能完全转化为生成物，所以实际放出或吸收的热量小于相应的热化学方程式中的ΔH的绝对值(ΔH是反应完全放出或吸收的热量)。
对于反应热的比较，应注意是比较ΔH的大小还是比较反应放出(吸收)的热量的大小，注意ΔH与｜ΔH｜的区别。比较ΔH时应先比大小，再看正负。
中和热测定的误差分析
1.存在误差的原因
(1)装置方面：装置的隔热保温效果不好，造成实验过程中的热量损失。
(2)操作方面：实验过程中液体洒落到桌面上；混合酸碱溶液时，动作缓慢等。
(3)读数方面：温度计的读数有误差；量取溶液体积时，读数有误差(俯视、仰视的问题)。
2.误差分析
引起误差的原因 温度差 ｜ΔH｜
保温措施不好 偏小 偏小
搅拌不充分 偏小 偏小
所用酸、碱溶液浓度过大 偏大 偏大
用相同物质的量的NaOH固体代替NaOH溶液 偏大 偏大
用浓硫酸代替盐酸 偏大 偏大
用相同浓度的氨水代替NaOH溶液 偏小 偏小
用相同浓度的CH3COOH溶液代替盐酸 偏小 偏小
用相同浓度的硫酸代替盐酸，Ba(OH)2溶液代替NaOH溶液 偏大 偏大
(2025·海南琼海嘉积中学高二月考节选)某学习小组同学在实验室中利用稀盐酸和稀NaOH溶液测定中和反应的反应热。回答下列问题。
(1)中和反应生成1mol液态水放出57.3 kJ热量，则表示该中和反应的热化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)量热计结构如图所示。
①仪器A的名称是　　　　。
温度计　
实验中仪器A的名称是温度计，用来测量反应过程中温度的变化。
②搅拌器选用　　　　(填字母)的材质最好。
a.玻璃　　　　b.铜质　　　　c.铁质
a　
为了防止热量扩散，搅拌棒最好使用玻璃材质。
金属的导热性能好，不宜使用。
③碎泡沫塑料的作用是　　　　　　　　　。
减少热量损失
碎泡沫塑料的作用是保温，减少热量损失。
(3)体积均为50 mL 的稀盐酸、NaOH 溶液的浓度分别为0.50 mol·L－1、0.50 mol·L－1，测得三次实验的平均温差为3.3 ℃。已知盐酸和NaOH 溶液的密度均按1 g·cm－3计算，反应后混合溶液的比热容(C)按4.18 kJ·kg－1·℃－1计算。该实验中测定的中和反应的反应热为　　　　(保留三位有效数字)kJ·mol－1，该数值与中和反应的反应热ΔH＝－57.3 kJ·mol－1有误差，请从实验操作角度分析造成该测定误差的一种可能因素：　　　　　　　。
－55.2　酸碱混合时有液体溅出(合理即可)
从宏观和微观的角度理解反应热产生的原因
1.从反应物和生成物的总能量相对大小的角度分析
吸热反应
放热反应
2.从反应热的量化参数——键能的角度分析
A　 B C　 D
B
第一步反应为放热反应，说明X的能量小于A、B的能量总和；第二步反应为吸热反应，则X的能量小于生成物C的能量，且总反应是吸热反应，说明反应物A、B的能量总和比生成物C的低，故选B。
判断吸热反应、放热反应的依据与误区
(1)吸热反应、放热反应判断的“两大依据”
理论依据：反应物与生成物总能量的相对大小。
计算依据：断裂化学键吸收的总能量与形成化学键放出的总能量的相对大小。
(2)吸热反应、放热反应判断的“两大误区”
误区一：误认为与反应条件有关。
误区二：误认为只要吸热就是吸热反应，只要放热就是放热反应。如水蒸气液化放出热量，但该过程不是放热反应，而是放热过程。
摩尔燃烧焓的计算
1.摩尔燃烧焓的含义
2.摩尔燃烧焓和中和热的比较
类别 摩尔燃烧焓 中和热
相
同
点 能量变化 放热反应
ΔH及其单位 ΔH＜0，常用单位均为kJ·mol－1
不
同
点 反应物的量 1 mol 不一定为1 mol
生成物的量 不确定 生成水的物质的量为1 mol
反应热的含义 25℃、101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量 在稀溶液里，强酸与强碱发生中和反应生成1 mol水时所放出的热量
表示方法 燃烧热为a kJ·mol－1或ΔH＝－a kJ·mol－1(a＞0) 中和热为57.3 kJ·mol－1或ΔH＝
－57.3 kJ·mol－1
D
书写摩尔燃烧焓的热化学方程式要做到“三看”
“一看”——可燃物的系数是否为1；
“二看” ——元素完全燃烧生成的物质是否为指定产物；
“三看” ——ΔH是否为“－”及单位是否正确。
热化学方程式的书写
1.热化学方程式的书写方法
热化学方程式中各物质前的系数表示物质的物质的量，不表示分子或原子个数。
2.热化学方程式与普通化学方程式的区别
类型 普通化学方程式 热化学方程式
化学计量数 是整数，既表示粒子个数又表示该物质的物质的量 可以是整数也可以是分数，只表示物质的物质的量
状态 不要求注明 必须在化学式后注明
ΔH正负号及单位 无 必须注明
意义 表明了化学反应中的物质变化 不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化
遵循规律 原子守恒 原子守恒和能量守恒
写出下列反应的热化学方程式。
(1)1mol CO 完全转化为CO2放出283 kJ的热量：　　　　　　　。
(2)24 g C(s)与足量H2O(g)反应生成CO(g)和H2(g)， 吸收262.6 kJ热量：_________　　　　
　　　　　　　。
(3)16 g CH4(g)与适量O2(g)反应生成CO2(g)和H2O(l)， 放出890.3 kJ热量：______
　　　　　　　　　　。
判断热化学方程式正误的“五审法”
盖斯定律的常用方法
(1)“虚拟路径”法
若反应物A变为生成物D，可以有两个途径：
①由A直接变成D，反应热为ΔH；
②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。
如图所示：
则有ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。
(2)“加合”法
运用所给热化学方程式通过加减乘除的方法得到所求的热化学方程式。
应用盖斯定律计算反应热时的注意事项
(1)热化学方程式乘某一个数时，反应热数值也必须乘该数。
(2)热化学方程式相加减时，同种状态的同种物质之间可相加减，反应热也随之相加减，所求之和为其代数和。
(3)将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”号必须随之改变。
2ΔH1－3ΔH2－ΔH3
应用“加合”法计算反应热的关键与步骤

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