第1章第1節第1課時化學反應的反應熱與焓變

學科：化學

年級：高二上冊

版本：魯科版

工作單位：

主講教師：

思考：如何獲得一個反應的反應熱呢？一、化學反應的反應熱（1）概念：當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應，簡稱反應熱。符號：Q單位：kJ·mol-1或J·mol-1規定：Q＞0反應吸熱Q＜0反應放熱如何定量地描述一個化學反應釋放或吸收的熱能呢？(2)中和反應反應熱的測定①一種儀器量熱計②一個原理計算公式：Q＝－C(T2－T1)

其中C表示溶液及量熱計的熱容，T1、T2

分別表示反應前和反應后體系的溫度資料在線熱容和比熱在不發生化學反應和物質聚集狀態變化的條件下,物質吸收熱量，溫度升高時,溫度每升高1K所吸收的熱量稱為該物質的熱容,用符號C表示。熱容的單位是J·K-1

。純物質的熱容與其質量成正比。單位質量的物質的熱容稱為該物質的比熱容,簡稱比熱。比熱的單位是KJ·K-1·kg-1.常溫下,液態水的比熱為4.18KJ·K-1·kg-1.簡易量熱計示意圖1、儀器：2、藥品：量熱計、量筒（100ml）、溫度計、燒杯（250ml）1.0mol/L的鹽酸1.0mol/L的NaOH溶液1.0mol/L的鹽酸1.0mol/L的KOH溶液1.0mol/L的硝酸1.0mol/L的NaOH溶液活動●探究測定中和反應的反應熱交流研討1.根據實驗原理分析，對實驗結果造成影響的主要因素是什么？在第三步操作中快速將燒杯中的堿液倒入量熱計的目的是什么？2.用同樣的方法分別測定KOH溶液與鹽酸反應、NaOH溶液與硝酸反應的反應熱，所得上述三個中和反應的反應熱相同嗎？你能說出其中原因嗎？

試驗組

實驗溶液初始溫度T1溶液最高溫度T2反應熱1NaOH溶液與鹽酸2KOH溶液與鹽酸3NaOH溶液與硝酸各組按要求實驗記錄數據計算各反應的反應熱

T2-T1相同相同注意：

1．必須是酸和堿的稀溶液，因為濃酸溶液和濃堿溶液在相互稀釋時會放熱；2．強酸和強堿的稀溶液反應才能保證H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)中和熱均為57.3kJ·mol－1，而弱酸或弱堿在中和反應中由于電離吸收熱量，其中和熱小于57.3kJ·mol－1；3．以生成1mol液態水為基準。知識擴展中和熱：在稀溶液中,強酸跟強堿發生中和反應生成1mol液態水時所釋放的熱量叫做中和熱。例1、（雙選）在測定中和反應的反應熱的實驗中，下列敘述錯誤的是（）A、向量熱計中先加入鹽酸，再倒入久置于空氣中的NaOH溶液B、反應后測混合溶液的最高溫度C、為使鹽酸充分反應，常加入稍過量的NaOH溶液D、可以用KOH溶液NaOH代替溶液，濃硫酸代替鹽酸二、化學反應的內能變化與焓變1.內能(1)定義：體系內物質所含各種微觀粒子的能量總和。(2)符號：U（3）影響因素2.焓

(1)定義：用來描述物質所具有的能量的物理量。（2）符號：H（3)單位:J或kJ3.焓變(1)定義:反應產物的焓與反應物的焓之差。符號:ΔH(2)表達式及單位:ΔH=H(反應產物)-H(反應物)單位為kJ·mol-1或J·mol-1（3）焓變與反應熱的關系在等圧條件下,反應中物質的能量變化全部轉化為_熱能_時,焓變與該化學反應的反應熱相等,數學表達式為ΔH=Qp拓展：兩個角度理解焓變（1）從內能高低的角度理解ΔH=H(反應產物)-H(反應物)（2）從化學鍵角度理解ΔH=反應物總鍵能-反應產物總鍵能當反應物鍵能之和>反應產物鍵能之和，ΔH>0，反應吸熱；當反應物鍵能之和<反應產物鍵能之和，ΔH<0，反應放熱；特別提醒：鍵能指斷裂（或形成)1mol化學鍵吸收（或放出）的能量，單位kJ·mol-1

活化能與焓變的關系(1)催化劑能降低反應的活化能，但不影響焓變的大小。

(2)在無催化劑的情況，E1為正反應的活化能，E2

為逆反應的活化能，ΔH＝E1－E2。知識拓展熱化學反應方程式例如：H2(g)＋1/2O2(g)===H2O(l)ΔH＝－285.8kJ·mol－1注意事項(1)熱化學方程式不注明反應條件。

(2)熱化學方程式不標“↑”“↓”，但必須用s、l、g、aq等標出物質的聚集狀態。(3)熱化學方程式中各物質的系數只表示物質的量，其ΔH必須與化學方程式中各物質的系數及物質的聚集狀態相對應。課堂小結1、理解化學反應中焓變的“兩原因”（1）反應物和反應反應產物的總內能不同（2）反應物的總鍵能和反應產物的總鍵能不同2、反應熱“三要素”（1）符號（2）單位（3）正負號：ΔH>0，反應吸熱；ΔH<0，反應放熱3、反應熱計算“兩公式”ΔH=H(反應產物)-H(反應物)ΔH=反應物總鍵能-反應產物總鍵能4、熟練掌握熱化學方程式的書寫和正誤判斷(2017·濟南模擬)下列說法中正確的是()A．在化學反應過程中，發生物