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(共30张PPT)
运载火箭升空的动力是什么？
火箭发动机推进剂
火箭发动机一般选用化学推进剂。它是由燃料和氧化剂组成的，反应后产生高温气体用于火箭推进。
箭长53. 7米
总质量837.5吨
液氢-液氧
煤油-液氧
第一节 反应热 反应热与焓变
化学反应与热能
回顾常见的放热反应、吸热反应
放热反应 吸热反应
燃料的燃烧
金属与水、酸反应
中和反应
盐酸与碳酸钠
氢氧化钡与氯化铵
盐酸与碳酸氢钠
炭与二氧化碳/水
多数化合反应 多数分解反应
铝热反应
缓慢氧化
被研究的物质系统称为体系(又称为系统)
体系：
环境：
与体系相互影响的其他部分称为环境
体系：
反应物：盐酸、NaOH溶液
发生的反应：HCl＋NaOH＝NaCl＋H2O
生成物：NaCl、H2O
环境：如试管、空气等
1.体系与环境——以盐酸与NaOH溶液之间的反应为例
一、反应热及其测定
2.体系与环境的热量交换——反应热
热量
（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。
一、反应热及其测定
等温：指化学反应后体系恢复到反应前体系的温度。即反应前后体系的温度相等。
一、反应热及其测定
① 实验原理：
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
Q = cm Δt
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:
(2)反应热的测定方法——以中和反应为例
①50 mL0.50 mol/L盐酸的质量m1=50 g,
50 mL0.55 mol/L NaOH溶液的质量m2=50 g
②反应后生成的溶液的比热容c=4.18 J/(g·℃)。
m=100 g
一、反应热及其测定
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
减少热量散失，
降低实验误差
减少热量散失，降低实验误差
② 测量工具（量热计）：
说出各组成部分的作用
一、反应热及其测定
一、反应热及其测定
③测量步骤：
(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中，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。
(3)重复上述步骤（1）至步骤（2）两次。
(1)反应物温度的测量
①用量筒量取50 mL0.50 mol/L盐酸，打开杯盖，倒入量热计的内筒中，盖上杯盖，插入温度计，测量并记录盐酸的温度。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50 mL 0.55 moI/L NaOH溶液中，用温度计测量并记录NaOH溶液的温度。
Q1:能否用浓硫酸代替盐酸？对结果会产生什么影响？
不能，浓硫酸溶解于水时放热，所测数值会偏大
Q2:实验中是否可以更换温度计？
不能，更换温度计将产生仪器误差。
Q3:能否测完酸后直接测量碱的温度？那如何操作？
不能，残留的酸与碱反应，造成酸碱消耗，热量损失。测定一种溶液后必须用水冲洗干净并用滤纸擦干再测别的溶液。
稀醋酸呢？NaOH固体呢？
注意事项
注意事项
不能，操作时动作要快，尽量减少热量的散失。
Q5:为什么NaOH的浓度稍稍比酸大？
为了保证盐酸完全被中和。
Q6:玻璃搅拌棒能否用金属搅拌棒代替？
不能。原因是金属质搅拌器易导热，造成热量损失。
Q4:能否将NaOH分多次倒入量热计中？
④数据处理：
某小组用50 mL 0.5 mol·L－1的盐酸与50 mL 0.55 mol·L－1的NaOH溶液进行实验。取三次测量所得温度差的平均值作为计算依据。
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
设溶液的密度均为1 g·cm－3，反应后溶液的比热容c＝4.18 J·g－1·℃－1， 则反应放出的热量Q≈ ，那么生成1 mol H2O放出的
热量为＝ ＝ 。
教材P6 大量实验测得，在25 ℃和101 kPa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。
如果某一次实验的数据与另外两次实验的数据差异明显，怎么办？
将差异明显的数据舍去
一、反应热及其测定
⑤思考与讨论：
上述过程中，提高测定反应热准确度的措施有哪些？
①反应物：a.准确配制浓度，且NaOH溶液浓度稍大于盐酸；②操作：a.温度计测定一种溶液后洗净擦干再测别的溶液;
b.酸碱混合要迅速，并盖上盖子；
③仪器：a.量热计要保温隔热；
b.不能用同一个量筒量取酸碱；
c.不能用铜制搅拌器代替玻璃搅拌器;
d.用同一根温度计测量温度；
④重复三次，求平均值，减小误差。
1. 下列有关中和反应反应热测定实验的说法正确的是( )
A. 温度计能代替玻璃搅拌器，用于搅拌反应物
B. 强酸与强碱反应生成1 mol H2O(l)释放的热量都约为57.3 kJ
测定中和反应反应热实验中，读取混合溶液不再变化的温度为终止温度
某同学通过实验测得盐酸和NaOH溶液反应生成l mol H2O(l)
放出的热量为52.3 kJ，造成这一结果的原因不可能是所用
酸、碱溶液浓度过大
D
大量实验测得，在25 ℃和101 kPa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。
练习
二、中和反应反应热
大量实验测得，在25 ℃和101 kPa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(l)的反应热时，放出57.3 kJ的热量。
注意：
（1）条件：稀溶液
（2）（强）酸与（强）碱
（3）生成1 mol液态水
（4）离子反应: H+(aq) + OH-(aq) == H2O(l)
三、反应热与焓变
化学反应过程中为什么会产生反应热？
为什么有的化学反应释放热量，有的化学反应吸收热量？
【分析】因为反应前后体系
的内能(符号为U)发生变化
（1）内能(U)：
体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强、物质的聚集状态等影响。其绝对值无法测量，但可以测得其变化前后的差值。
【思考】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，是在等压条件下进行的反应。如何描述等压条件下的反应热？
1.内能、焓、焓变
（2）焓（符号为 H）：与内能有关的物理量 H = U + PV （不要求掌握）
单位：kJ·mol－1
（3）焓变（符号为ΔH）：
研究表明，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
①数学表达式： ΔH=H（生成物）－ H（反应物）
②常用单位：kJ/mol（或kJ·mol-1）
三、反应热与焓变
（1）反应物与生成物的焓变（宏观）
焓(H)
反应物
生成物
反应进程
焓(H)
生成物
反应物
反应进程
ΔH＝生成物的焓(H生) -反应物的焓(H反)
2.反应热的计算
放热反应，△H为“ ”，即△H < 0
反应体系对环境放热，其焓减小
吸热反应，△H为“+”，即△H > 0
反应体系从环境吸热，其焓增大
化学反应中能量变化由反应物和生成物的焓不同决定
【例题1】在250C和101 kPa下，1 mol H2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
【例题2】在250C和101 kPa下，1 mol C(如无特别说明，C均指石墨)与1mol 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
【练习】请用ΔH表示出中和反应反应热的准确值？
ΔH = － 57.3 kJ/mol
【注意】ΔH右端的+或-不可省略，
单位kJ/mol必须标出。
焓变的表示
放热反应， ΔH为“ ” ，ΔH<0
吸热反应， ΔH为“+” ，ΔH>0
2.反应热的计算
ΔH=679 862= 183 kJ/mol
实验测得：ΔH＝ 184.6 kJ/mol
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。
Q吸收=436+243=679 kJ/mol
Q放出=431×2=862 kJ/mol
ΔH=Q吸收 Q放出
（2）化学键的键能变化（微观）
化学反应中能量变化的主要原因：化学键断裂和形成时的能量变化
化学反应的实质：旧键的断裂（吸热），新键的形成（放热）
(1)ΔH>0 →吸热反应，ΔH<0 → 放热反应
(2) ΔH＝生成物总能量(H生) －反应物总能量(H反)
(3)ΔH＝反应物的总键能(E吸) － 生成物的总键能(E放)
小结：ΔH的计算
【例题】断开 1 mol H－H键、1 mol N－H键、1 mol N≡N键分别需要的能量是436 kJ、391 kJ、946 kJ，则1 mol N2生成NH3的反应热为 。
－92.0 kJ/mol
三、反应热与焓变
三、反应热与焓变
①键能越大，破坏该化学键需要的能量越高，该化学键越难断裂，所以物质越稳定。
②物质总能量越低，物质越稳定。
【例题】C(石墨 s) === C(金刚石 s) ΔH = +1.9kJ/mol，石墨、金刚石哪个更稳定？试分析物质稳定性与键能的关系。
H > 0，吸热反应
金刚石
石墨
石墨键能大，总能量低，更稳定。
3.应用：物质稳定性判断
研究反应热的意义
(1)热能综合利用
(2)工艺条件优化
(3)理论分析
…………
化学反应热效应
表征
反应热
恒压反应热 = 焓变 ΔH
宏观
微观
原因
体系内能的变化
ΔH=H（生成物）－ H（反应物）
放热反应 ΔH <0
吸热反应 ΔH >0
断键吸热，成键放热
ΔH(估算) = ∑E(反应物键能) ∑E(生成物键能)
应用
热能利用、工艺操作、反应的可行性、选择反应条件
物质稳定性判断
键能越大，物质能量越低，分子越稳定
键能越小，物质能量越高，分子越不稳定
小结
2. 下列说法正确的是 ( )
A. 反应热是1mol物质参加反应时的能量变化
B. 当反应放热时ΔH>0，反应吸热时ΔH<0
C. 任何条件下，化学反应的焓变都等于化学反应的反应热
D. 在一定条件下，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焓值差决定
D
练习
B
练习
已知：H2（g）+F2（g）=== 2HF（g） ΔH =－270kJ·mol-1，
下列说法正确的是 ( )
在相同条件下，1molH2（g）与1molF2（g）的能量总和
大于2mol HF（g）的能量
B. 1mol H2（g）与1molF2（g）反应生成2mol液态HF放出
的热量小于270kJ
C. 该反应的逆反应是放热反应
D. 该反应过程的能量变化可用右图表示
A
练习
(1)a、b、c分别代表的意义是
______________________________、
_______________________________、
________________。
(2)该反应是______(填“吸热”或“放热”)反应，ΔH____(填“<”或“>”)0。
旧化学键断裂所吸收的能量　
新化学键形成所放出的能量
　反应热
放热
<
5. 已知：H2（g）+ O2（g）=== H2O（g） 反应过程中的能量变化如图所示。
练习
放热反应 吸热反应
键能变化 E反键总 E生键总 E反键总 E生键总
能量变化 E生总 E反总 E生总 E反总
表现形式
联系 键能越 ，物质能量越 ，分子越 ；
反之键能越 ，物质能量越 ，分子越 。
ΔH 0或ΔH为“ ”
ΔH 0或ΔH为“ ”
E反总
能量
反应过程
E反键总
E生键总
ΔH
E生总
能量
反应过程
E反键总
E生键总
E反总
E生总
ΔH
<
>
>
<
<

>
+
大
低
稳定
高
小
不稳定
【小结】 放热反应与吸热反应对比

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