【课件】反应热、焓变+课件2022-2023学年上学期高二化学人教版（2019）选择性必修1

第一节反应热新人教版选择性必修1第一章

化学反应的热效应第一课时反应热、焓变神州十三号载人飞船升空火箭推进剂燃烧放出大量热量乙炔与氧气反应放出的热量用于切割金属感受生活中能量的转化自热食品利用化学反应放出的热量加热食物化学能热能定量描述？化学反应的实质和特征热能电能光能------能量变化（通常）化学反应中的热量变化—实验探究【实验6-1】在一支试管中加入2mL2mol/L盐酸，并用温度计测量其温度。再向试管中放入用砂纸打磨光亮的镁条，观察现象，并测量溶液温度的变化。实验操作实验现象结论①看到有气泡产生②用手触摸反应后的试管，_____③用温度计测得反应后温度_____该反应产生

，

热量温热升高气体放出化学反应中的热量变化—实验探究【实验6-2】将20gBa(OH)2·8H2O晶体研细后与10gNH4Cl晶体一起放入烧杯中，并将烧杯放在滴有几滴水的木片上。用玻璃棒快速搅拌，闻到气体后迅速用玻璃片盖上烧杯，用手触摸杯壁下部，试着用手拿起烧杯。观察现象。

(2)闻到气味后迅速用玻璃片盖上烧杯①混合物呈糊状②闻到刺激性气味③用手触摸杯壁下部，

，用手拿起烧杯，___________________该反应产生NH3和H2O，

热量冰凉木片与烧杯粘在一起吸收吸热反应与放热反应1.概念（1）放热反应把释放热量的化学反应称为放热反应。（2）吸热反应把吸收热量的化学反应称为吸热反应。特别提醒：

吸热反应和放热反应均是化学反应。NaOH固体溶于水、浓H2SO4溶于水，属于放热过程，不属于放热反应；NH4NO3固体溶于水，升华、蒸发属于吸热过程，不属于吸热反应。注：任何化学反应都会有能量的变化。2.常见的放热反应和吸热反应放热反应吸热反应①所有燃烧反应②酸碱中和反应③大多数化合反应④活泼金属跟水或酸的反应⑤物质的缓慢氧化①大多数分解反应②C＋CO2(以C、CO、H2为还原剂的氧化还原反应)③Ba(OH)2·8H2O＋NH4Cl(固态铵盐与碱的反应)④NaHCO3与盐酸的反应⑤盐类的水解思考：吸热反应一定需要加热吗？放热反应一定不需要加热吗？化学反应过程中为什么会有能量变化？为什么有的化学反应释放热量，有的化学反应吸收热量？人们有是如何定量地描述化学反应过程中释放或吸收的热量呢？

吸热反应、放热反应与反应是否需要加热等条件没有直接联系，需要持续加热才进行的反应为吸热反应，不需加热或加热停止后仍能进行的反应为放热反一、反应热

焓变体系与环境1、反应热体系环境热量环境热量被研究的物质系统称为体系，与体系相互影响的其他部分称为环境。定义：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、反应热与焓变思考：化学反应中为什么会有反应热？

（1）内能：（2）焓：焓(H)反应物生成物焓(H)反应物生成物产生反应热的原因：化学反应前后体系的内能发生了变化为了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)是体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强、和物质的聚集状态等影响。（3）焓变定义：在等压条件下进行的化学反应，其反应热等于反应的焓变符号：ΔH单位：kJ/mol或kJ·mol−1数学表达式：ΔH＝H生成物−H反应物规定：注意：单位中的每mol是与整个反应对应的，即反应

热表示每mol反应放出或吸收的热量。放热反应(体系能量降低)：∆H<0，∆H为“－”吸热反应(体系能量升高)：∆H>0，∆H为“+”例1：1molC(s)与1molH2O(g)反应生成lmolCO(g)和1molH2(g)，需要吸收131.5kJ的热量，该反应的反应热为△H=

kJ/mol。例2：1molH2(g)与1molCl2(g)反应生成2molHCl(g)，放出183kJ的热量，该反应的反应热为△H=

kJ/mol。【交流与讨论】：宏观上：取决于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。微观上：取决于所有旧化学键断裂吸收的总能量与所有新化学键形成放出的总能量的相对大小化学反应能量是如何转化？＋131.5-183（4）焓变与物质的能量的图像：宏观物质角度∆H＝E（生成物的总能量）-

E（反应物的总能量）放热反应吸热反应反应物总能量生成物总能量能量反应过程△H反应物的总能量生成物总能量能量反应过程△H石墨、金刚石哪个更稳定？C(石墨s)C(金刚石s)

ΔH

=

+1.5

kJ/mol

练习：

判断物质的稳定性（5）焓变与键能的图像：微观键能角度

以H2(g)＋Cl2(g)＝2HCl(g)反应能量变化为例化学键反应中能量变化断裂或形成1mol化学键的能量变化断裂或形成化学键的总能量变化H−H吸收

kJ共吸收

kJCl−Cl吸收

kJH−Cl放出

kJ共放出

kJH2(g)＋Cl2(g)＝2HCl(g)

ΔH＝____________436243679431862−183kJ/mol实测值：ΔH＝−184.6kJ/molE（kJ/mol）反应历程

H2+Cl2

2H+2Cl2HCl△H=-183kJ/mol436kJ/mol(H2)243kJ/mol(Cl2)2×431kJ/mol=862kJ/mol断开1molH-H键或Cl-Cl键所吸收的能量形成2molH-Cl键所放出的能量断开1molH-H键和Cl-Cl键所吸收的总能量减去形成2molH-Cl键所放出的能量∆H＝E（反应物的键能）-

E（生成物的键能）补充：“键能”概念(1)定义：(2)单位:在25℃,101kPa(常温常压下)，将1mol理想气体分子AB拆开为中性气态原子A和B所需要的能量。kJ/molQ.在CH4中，断开1molC—H键要吸收415kJ的能量。若要形成1molCH4，会

的能量。放出(3)稳定性:键能越大越稳定稳定性：HF>HCl键能：物质的能量：HF>HClHF<HCl能量越低越稳定n(物质)×键个数×键能1660kJ1mol键的能量变化（6）焓变与活化能的图像活化分子

无催化剂的情况，E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能∆H＝E1-

E2催化剂降低反应的活化能，但不影响焓变的大小。

许多反应热可以通过量热计直接测定保温杯式量热计3、反应热的测定：以中和反应反应热测定为例数值：(1)浓酸、浓碱或NaOH固体？(3)稀H2SO4与Ba(OH)2反应生成1mol水的反应热？中和热定义：思考(2)弱酸、弱碱？25oC，101kPa，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成1molH2O(l)时放出的热量。中和热为57.3kJ/mol或△H=-57.3kJ/mol（1）实验原理：Q＝mcΔtm:体系总质量；c:体系比热容；

Δt:反应前后体系温差使反应物混合均匀,充分接触(操作：上下移动)减少热量的散失减少热量的散失

思考：该实验中，玻璃搅拌器换成铁制或者铜制的搅拌器行不行？测量反应前后体系温度反应容器起保温作用（2）实验装置：不行环境温度不变时，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。即利用公式Q＝cmΔt进行计算。？（3）实验步骤：量取50mL0.50mol·L－1盐酸，倒入内筒，盖上杯盖，测温并记录；洗净温度计并擦干，备用①

测盐酸溶液初始温度：②

测氢氧化钠溶液初始温度：另取一量筒，量取50mL0.55mol·L－1氢氧化钠，测温并记录；③

取两次温度的平均值记为反应前体系温度t1（1）反应物温度的测量（t1）（2）反应后体系温度的测量（t2）将酸碱溶液迅速混合，用玻璃搅拌器轻轻搅动溶液，准确读取混合溶液的最高温度，记为t2（3）重复以上步骤2次问题一：能否更换温度计？不能，会存在仪器误差问题二：能否测完酸后直接测量碱的温度？不能，残留的酸与碱反应，造成酸碱消耗，热量损失问题三：为什么碱的浓度稍大于酸？碱过量，保证酸完全反应问题四：酸碱为什么要迅速混合？减少热量损失4.数据处理：P5-6温度实验次数起始温度t1/℃终止温度t2/℃温度差平均值(t2－t1)/℃盐酸NaOH平均值温差平均值125.025.2____28.5________224.925.1____28.3____325.625.4____29.0____25.125.025.53.43.33.53.4假设中和后溶液密度近似为1g·cm－3，中和后溶液的比热容c＝4.18J·g－1·℃－1，则根据公式和实验数据可计算出：该反应放出的热量

Q=mcΔt≈

kJ，1.42则，生成

1molH2O时放出的热量为

kJ。56.8ΔH＝

－Q0.025kJ/mol(50+50)×4.18×10－3×3.4该数值与57.3kJ/mol有偏差，原因可能为：a实验装置保温、隔热效果差b分多次把NaOH溶液倒入盛有稀盐酸的烧杯中c用温度计测定NaOH溶液起始温度后直接测定盐酸溶液的温度d用量筒量取盐酸时仰视读数无影响。因为强酸强碱的稀溶液反应生成1molH2O(l)时放出的热