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(共25张PPT)
第一章 化学反应的热效应
第一节 反应热
第一课时 反应热 焓变
学习目标
1.了解反应热和焓变的概念，能解释化学反应中能量变化的本质。(宏观辨识与微观探析)
2.结合真实情景中的应用实例，能从多角度认识放热反应和吸热反应，认识化学反应中能量变化在生活、生产中的应用。(变化观念与平衡思想)
3.通过实验探究中和反应反应热，会分析测定反应热时误差产生的原因，并能采取适当措施减小实验误差。(科学探究与创新意识)
新课导入
神七发射
庆典时的烟火
化学反应过程中释放或吸收的热量在生活、生产和科学研究中具有广泛应用。
2.你所知道的化学反应中有哪些是吸热反应？
①金属与酸或水的反应 ②酸碱中和反应
③所有的燃烧反应 ④缓慢氧化反应
⑤大多数化合反应
①大部分分解反应
②Ba(OH)2·8H2O 晶体与 NH4Cl晶体反应
③C与CO2反应生成CO的反应
④C与H2O(g)反应生成CO和H2
思考与讨论
1.你所知道的化学反应中有哪些是放热反应？
情境探究
目前市面上的“即热饭盒”，其原理是在饭盒底部有两层，一层存放水，另一层存放镁和铁的混合物（发热包）。使用时打开隔离层，即发生以下反应：Mg+2H2O Mg（OH）2+H2↑ 。发热包中成分的含量是否需要控制，为什么？
“即热饭盒”能让我们随时吃到热的饭菜
发热包中有效成分含量过少放热不足，含量过多占用空间，且有安全隐患。
那么，在实际应用中，该如何控制发热包成分的含量？人们在研究化学反应的能量时，该如何定量地描述化学反应过程中释放或吸收的热量呢
课内探究
一、反应热与焓变
1.体系与环境
环境
体系
体系与环境示意图
体系：试管中的盐酸+NaOH溶液+发生的反应等
环境：与体系相互影响的其他部分，如盛溶液的试管+溶液之外的空气等。
热量：热量是指因温度不同而在体系与环境之间交换或传递的能量。
课内探究
2.反应热与焓变
（1）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。
这是因为反应前后体系的内能（符号为U）发生了变化。
化学反应为什么会产生反应热？
体系内物质的各种能量的总和
1
受温度、压强和物质的聚集状态等影响
2
能量越低，物质越稳定
3
课内探究
（2）焓：描述物质内能的物理量。符号：H 单位：kJ·mol－1
决定因素
反应物本身的性质
物质的状态：g > l> s
温度：T↑→H↑
压强：P↑→H↑
课内探究
（3）焓变：
对于一个化学反应，生成物的总焓与反应物的总焓之差称为焓变，符号是△H。
①数学表达式：△H = H（生成物）- H（反应物）
②常用单位：kJ/mol（或kJ·mol-1）
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，化学反应的反应热等于焓变。
思考与讨论
思考：用△H 如何表示反应热呢？
例如：在25℃和101kPa下，1 mol H2与1 mol Cl2反应生成2mol HCl放出184.6kJ的热量，该反应的反应热表示为： △H＝－184.6kJ/mol
再如：在25℃和101kPa下，1 mol C（如无特别说明，C均指石墨）与
1 mol H2O(g)反应，生成1mol CO和1 mol H2，需要吸收131.5kJ的热量，该反应的反应热表示为： △H＝＋131.5kJ/mol
（4）焓、焓变与放热反应、吸热反应的关系
放热反应
反应体系对环境放热，其焓减小
△H为“-”，即△H<0
吸热反应
反应体系从环境吸热，其焓增加
△H为“+”，即△H>0
课内探究
反应物
生成物
△H<0
焓（H）
反应物
生成物
△H＞0
焓（H）
能量
反应过程
反应过程
反应物
生成物
能量
放热反应
吸热反应
反应物
生成物
释放给环境
能量来自环境
课内探究
（5）化学反应过程中能量变化的原因
①宏观角度
反应物的总能量≠生成物的总能量
反应热：ΔH ＝H（生成物）－H（反应物）
化学键断裂—吸热 化学键形成—放热
以1mol H2与1mol Cl2反应生成2mol HCl时的反应热为例：
H
H
Cl
Cl
436kJ/mol
能量
243kJ/mol
能量
键断裂
键断裂
H
H
Cl
Cl
＋
＋
假想的中间物质
键形成
键形成
H
Cl
H
Cl
431kJ/mol
能量
431kJ/mol
能量
H2(g)＋Cl2(g)＝2HCl(g)反应的能量变化示意图
课内探究
Q吸
=679kJ
Q放
=862kJ
该反应的反应热计算为（放热反应）：
ΔH＝（436+243）－（431+431）
＝－184.6 kJ/mol
反应热：
ΔH ＝反应物总键能－生成物总键能
②微观角度
归纳总结
微观：ΔH＝破键吸收能量－成键放出能量 (焓变与键能的关系)
宏观： H＝E(生成物的总能量)-E(反应物的总能量)(焓变与物质能量的关系)
能量
反应过程
生成物
反应物
E1
E2
活化分子
反应热
计算反应热的两种方法
E1表示：旧化学键断裂吸收的能量
E2表示：新化学键形成放出的能量
E1 正反应的活化能
E2 逆反应的活化能
说明：活化能的具体知识下一章学习
易错警示
1.反应热描述的是一定温度和压强下的化学反应前后的热量变化。
2.任何化学反应都有反应热，不存在不发生能量变化的化学反应。
3.催化剂不改变反应的焓变。
4.ΔH 的单位中的“ mol-1”不能理解为每摩尔反应物或生成物，应理解为“每摩尔反应”。
5.焓是物质固有的性质之一，不能进行测量，但焓变(即反应热)可以直接测量。
思考与讨论
哪些数据可以帮助我们测出反应热呢？我们怎样将这些数据转化
为热量的变化呢？
【温馨提示】Q＝cm△t
Q：反应放出的热量。
c：反应后生成溶液的比热容，为常数。
m：反应混合物液的总质量
△t：反应前后溶液温度的差值。
下面我们以中和热的测定来了解反应热数据的获得。
实验探究
中和反应反应热的测定
【实验目的】
用简易量热计测量盐酸与NaOH溶液反应前后的温度。
【实验药品】
【实验原理】
根据强酸与强碱溶液反应前后溶液温度的变化，计算出生成1 mol H2O放出的热量。
50 mL、0.50 mol/L的盐酸和50 mL、0.55 mol/L氢氧化钠溶液
——碱溶液过量，能使反应完全， 以减小误差。
使反应物迅速混合，使反应充分进行，保持体系的温度均匀。
测量反应前后体系的温度
反应容器
起保温作用
防止热量散失
问题探究
试指出各仪器的作用：
实验探究
归纳总结
测量步骤:
绝热装置的准备
减少热量损失
量取反应物，测反应前体系温度t1
50mL 0.55mol/L NaOH稀溶液、50mL 0.5mol/L 盐酸
混合反应物，测反应后体系温度t2
重复实验
生成1molH2O时放热
测反应后混合液的最高温度
减小实验误差
0.418(t2-t1)
0.025
kJ
思考与讨论
1.酸、碱混合时，为何要把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯而不能缓缓倒入？
减少热量损失
2.实验中能否用环形铜丝搅拌棒代替环形玻璃搅拌棒？为什么？
不能。因为铜丝易导热，使热量损失较大
思考与讨论
3.若该实验中测得温度的情况如下，选用数据进行计算时，相差 太大的数据应怎么办？
温度 实验次数 实验次数起始温度t1/℃ 终止温度t2/℃ 温度差
（t2-t1)/℃
HCl NaOH 平均值 1
2
3
4
20.1
20.1
20.1
20.1
19.9
19.9
19.9
19.9
20
20
20
20
2.0
22.0
23.2
23.1
3.2
23.2
3.2
3.1
误差较大，要舍去
4. 理论上，在25℃和101kPa下，强酸、强碱稀溶液发生中和反应生成1mol H2O时，放出57.3kJ热量。为何所测得的数据小于57.3 kJ，分析产生误差的原因。
可能的原因有：（1）仪器保温性能差。
（2）实验中忽略了量热计、温度计所吸收的热量，因此也使结果偏低。
（3）计算中假定溶液比热容为4.18 J/(g·℃) ，密度为 1g/cm3，实际上这是水的比热容和密度，酸碱溶液的比热容、密度均较此数大，所以也使结果偏低。
（4）测了酸的温度后的温度计未用水清洗而便立即去测碱的温度，致使热量损失而引起误差。
（5）实验过程中有液体洒在外面。
（6）混合酸、碱溶液时，动作缓慢，导致实验误差。
思考与讨论
课堂小结
吸收能量
旧键断裂
新键形成
释放能量
本质
化学反应
变化
守恒
体系的内能
体系与环境的能量变化
反应热 焓变
热效应
放热反应
吸热反应
反应物＞生成物
的焓 的焓
反应物＜生成物
的焓 的焓
△H＜0
△H＞0
谢 谢

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