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人教版 (2019)选择性必修1第一章 化学反应的热效应本单元综合与测试图文课件ppt
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这是一份人教版 (2019)选择性必修1第一章 化学反应的热效应本单元综合与测试图文课件ppt，共30页。PPT课件主要包含了反应热焓变，热化学方程式，方法总结，重要的反应热－燃烧热，表示的意义，重要的反应热－中和热，特别提醒，化石能源，新能源等内容，欢迎下载使用。
化学反应过程中同时存在物质和能量的变化， 能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础的，而且是以物质为主。 能量的多少则以反应物和产物的质量为基础
化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以热量（或换算成相应的热量）来表述，叫做反应热，又称为焓变。
当△Ｈ为“-”或△Ｈ<Ｏ时，为放热反应；当△Ｈ为“+”或△Ｈ>Ｏ时，为吸热反应。
2.焓：与内能有关的物理量，单位：kJ/ml
3.焓变：生成物与反应物的焓值差，恒压条件下，化学反应的反应热等于焓变,符号：用ΔH表示，单位：kJ/ml 或 kJ•ml-1。
1）放热反应(△H＜0)
断裂化学 形成化学键吸收的 ＜ 键放出的总能量 总能量
反应 生成物总 ＞物总能量 能量
贮存在物质内部的能量转化为热能
常见的吸热反应、放热反应：
常见的放热反应： （1）所有燃烧反应 （2）中和反应 （3）大多数化合反应 （4）金属跟酸反应 （5）物质的缓慢氧化
2）吸热反应(△H ＞ 0)
断裂化学 形成化学键吸收的 ＞键放出的总能量 总能量
反应 生成物总 ＜物总能量 能量
热能转化为物质内部的能量储存起来
常见的吸热反应：（1）大多数分解反应（2）Ba(OH)2·8H2O + 2NH4Cl=BaCl2+ 2NH3↑+ 10H2O （3）C+CO2 = 2CO
焓变(ΔH)与键能变化的定量关系
(1)在化学反应中，从反应物分子变为生成物分子，各原子内部并没有多少变化，但原子间结合方式发生了改变。(2)在这个过程中，反应物分子中的化学键部分或全部断裂，生成物分子中的新化学键形成了。在断裂旧化学键时，需要能量来克服原子间的相互作用。在形成新化学键时，由于原子间的相互作用而放出能量。(3)化学反应的焓变来源于反应过程中断裂旧化学键并形成新化学键时的能量变化。ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和。
5.焓变的基本计算(1)根据物质具有的能量来计算ΔH＝E(生成物总焓)－E(反应物总焓)＝H(生成物)－H(反应物)(2)根据化学键来计算ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和 ＝反应物断键吸收的总能量－生成物成键放出的总能量
能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式
H2(g)+ O2(g)=H2O(g) △H=－241.8kJ/ml
1、绝大多数△H是在25℃、1个标准大气压下测定的，因此写热化学方程式可不注明温度和压强．2、注意热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数表示该物质的物质的量．因此化学计量数可以是分数．
H2(g)+ O2(g)=H2O(l) △H=－285.8kJ/ml
若反应物和产物的聚集状态不同，则焓变△H不同。因此，必须注明物质的聚集状态才能完整地体现出热化学方程式的意义。气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，溶液用“aq”.热化学方程式中不打沉淀符号和气体符号。
2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △H=－483.6kJ/ml
△H与反应物的物质的量有关，所以方程式中化学式前面的化学计量数必须与△H相对应，如果化学计量数加倍，则△H也要加倍。推论：2H2O(g)=2H2(g)+O2(g) △H=？
2H2O(g)=2H2(g)+O2(g) △H=+483.6kJ/ml
热化学方程式的书写要求①注明反应的温度和压强(25 ℃、101 kPa下进行的反应可不注明)。②注明反应物和生成物的状态：固态(s)、液态(l)、水溶液(aq)、气态(g)。③热化学方程式中各物质的化学计量数只表示物质的物质的量，而不表示分子个数(或原子个数)，因此可以写成分数。④热化学方程式中不用“↑”和“↓”。⑤热化学方程式能反映出该反应已完成的数量。由于ΔH与反应物的物质的量有关，所以热化学方程式中物质的化学计量数必须与ΔH相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。当反应向逆反应方向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。
热化学方程式的书写与判断
1.“四步”书写热化学方程式写方程→标状态→注条件(温度压强)→定焓变ΔH。2．书写与判断应注意的问题(1)注意ΔH的符号和单位ΔH只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边。若为放热反应，ΔH为“－”；若为吸热反应，ΔH为“＋”。ΔH的单位一般为kJ·ml－1。
(2)注意反应条件反应热ΔH与测定条件(温度、压强等)有关。因此书写热化学方程式时应注明ΔH的测定条件。绝大多数ΔH是在25 ℃、101 325 Pa下测定的，可不注明温度和压强。(3)注意物质的聚集状态反应物和产物的聚集状态不同，反应热ΔH不同。因此，必须注明物质的聚集状态。(4)注意化学方程式的化学计量数 ①热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数。因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。 ②热化学方程式中的反应热是表示反应物完全反应时的热量变化，与反应是否可逆无关。方程式中化学式前面的化学计量数必须与ΔH相对应，即化学计量数与ΔH成正比。当反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。
判断热化学方程式的“五审”
1）检测△H 符号的正误2）检查是否注明物质的聚集状态3）检查△H 的数值与化学计量数是否对应4）特殊反应热A 、热化学方程式与燃烧热的热化学方程式燃烧热的热化学方程式限制可燃物为1ml，而热化学方程式不限制各反应物的物质的量B 、同素异形体与热化学方程式书写时要标明物质的状态和名称
在101kPa时，1ml物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热
(1)燃烧的物质必须为:1ml(2)完全燃烧是指物质中下列元素完全转变成对应的物质：C→CO2，H→H2O(l)，S→SO2等。(3)燃烧热通常由实验测得
例如:C的燃烧热为393.5kJ／ml，表示:在101kPa时1mlC完全燃烧放出393.5kJ的热量。
★ ★ ★燃烧热是以1ml物质完全燃烧放出的热量来定义的，因此在书写它的热化学方程式时，应以燃烧1ml物质为标准来配平其余物质的系数。例如：C8H18(g)+25/2O2（g）＝ 8CO2（g）十 9H2O(l)； △H＝－5518kJ／ml C8H18的燃烧热为5518kJ／ml。
在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mlH2O，这时的反应热叫中和热。
酸与碱（中学阶段只讨论强酸与强酸中和）
△H＝－57．3kJ／ml。
如果浓度偏大，则溶液中阴、阳离子间的相互牵制作用就大，表观电离度就会减小，这样酸碱中和时产生的热量势必要用去一部分来补偿未电离分子的离解热，造成较大误差(偏低)。
若用弱酸代替强酸，或用弱 碱代替强碱，因中和过程中弱电解质电离吸热，会使测得中和热的数值偏低。
燃烧热与中和热的区别与联系
ΔH<0 , 单位 kJ/ml
可能是1ml也可以是0.5ml(不限)
1ml反应物完全燃烧时放出的热量;不同的物质燃烧热不同
酸碱中和生成1mlH2O时放出的热量,强酸强碱间的中和反应中和热大致相同,均约为57.3kJ/ml
表示燃烧热和中和热的热化学方程式的书写(1)书写表示燃烧热的热化学方程式时，以燃烧 1 ml 物质为标准来配平其余物质的化学计量数。同时可燃物要完全燃烧且生成的氧化物状态稳定。 如：H2(g)＋1/2O2(g)===H2O(l)ΔH＝－285.8 kJ/ml(2)书写表示中和热的热化学方程式时，以中和反应生成1 ml H2O(l)为标准配平其余物质的化学计量数。如 1/2H2SO4(aq)＋NaOH(aq)===1/2Na2SO4(aq)＋H2O(l)ΔH＝－57.3 kJ/ml
(1)几种元素燃烧后对应的稳定产物：C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)。(2)ΔH＝－57.3 kJ/ml是稀的强酸与强碱的中和热，如有弱酸或弱碱参与反应，反应热数值小于57.3 kJ/ml。若酸、碱反应有沉淀生成时，反应热数值一般大于57.3 kJ/ml。(4)对于反应热、焓变或ΔH 描述时要注明“＋”或“－”，表明吸热或放热。(5)对于燃烧热或中和热文字描述时用正值描述，不需注明“－”。
三. 盖斯定律及其应用
(1)化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。(2)即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。如：
ΔH＝ΔH1＋ΔH2
注意：求总反应的反应热，不能不假思索地将各步反应的反应热简单相加。不论一步进行还是分步进行，始态和终态完全一致，盖斯定律才成立。某些物质只是在分步反应中暂时出现，最后应该恰好消耗完。
利用盖斯定律计算及应热的一般步骤
(1)物质能量越低，物质的键能越大，越稳定。(2)当热化学方程式乘、除某一个数时，ΔH也应乘、除某一个相同的数；方程式间进行加减运算时，ΔH也同样要进行加减运算，且要带“＋”、“－”符号，即把ΔH看作一个整体进行运算。(3)将一个热化学方程式颠倒书写时，ΔH的符号也随之改变，但数值不变。
2、根据热化学方程式计算
3、根据反应物和生成物的总能量计算
反应热(△H )=E生成物－E反应物
反应热与反应物各物质的物质的量成正比
计算方法：①热化学方程式系数可以扩大或缩小相同的倍数，但同时ΔH也要响应的变大或缩小。②对于正、逆两个相反方向的反应，ΔH的数值相等，符号相反。③根据盖斯定律，可以将两个或两个以上(一般不超过三个)的热化学方程式包括其ΔH(含“+”、“－”)相加或相减，得到所求反应的热化学方程式
能源就是能提供能量的自然资源，它包括化石燃料、阳光、风力、流水、潮汐及柴草等等。我国目前使用的主要能源是化石燃料（煤、石油、天然气等）。新能源∶太阳能，氢能，地热能，风能、海洋能、核能、生物质能、反物质能、可燃冰等。
包括：煤、石油、天然气
缺点：蕴藏量有限，不能再生，利用率低，污染环境
包括：太阳能、氢能、地热能、风能、海洋能、生物质能等
特点：资源丰富，可以再生，没有污染或污染很轻
化学反应过程中同时存在物质和能量的变化， 能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础的，而且是以物质为主。 能量的多少则以反应物和产物的质量为基础
化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以热量（或换算成相应的热量）来表述，叫做反应热，又称为焓变。
当△Ｈ为“-”或△Ｈ<Ｏ时，为放热反应；当△Ｈ为“+”或△Ｈ>Ｏ时，为吸热反应。
2.焓：与内能有关的物理量，单位：kJ/ml
3.焓变：生成物与反应物的焓值差，恒压条件下，化学反应的反应热等于焓变,符号：用ΔH表示，单位：kJ/ml 或 kJ•ml-1。
1）放热反应(△H＜0)
断裂化学 形成化学键吸收的 ＜ 键放出的总能量 总能量
反应 生成物总 ＞物总能量 能量
贮存在物质内部的能量转化为热能
常见的吸热反应、放热反应：
常见的放热反应： （1）所有燃烧反应 （2）中和反应 （3）大多数化合反应 （4）金属跟酸反应 （5）物质的缓慢氧化
2）吸热反应(△H ＞ 0)
断裂化学 形成化学键吸收的 ＞键放出的总能量 总能量
反应 生成物总 ＜物总能量 能量
热能转化为物质内部的能量储存起来
常见的吸热反应：（1）大多数分解反应（2）Ba(OH)2·8H2O + 2NH4Cl=BaCl2+ 2NH3↑+ 10H2O （3）C+CO2 = 2CO
焓变(ΔH)与键能变化的定量关系
(1)在化学反应中，从反应物分子变为生成物分子，各原子内部并没有多少变化，但原子间结合方式发生了改变。(2)在这个过程中，反应物分子中的化学键部分或全部断裂，生成物分子中的新化学键形成了。在断裂旧化学键时，需要能量来克服原子间的相互作用。在形成新化学键时，由于原子间的相互作用而放出能量。(3)化学反应的焓变来源于反应过程中断裂旧化学键并形成新化学键时的能量变化。ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和。
5.焓变的基本计算(1)根据物质具有的能量来计算ΔH＝E(生成物总焓)－E(反应物总焓)＝H(生成物)－H(反应物)(2)根据化学键来计算ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和 ＝反应物断键吸收的总能量－生成物成键放出的总能量
能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式
H2(g)+ O2(g)=H2O(g) △H=－241.8kJ/ml
1、绝大多数△H是在25℃、1个标准大气压下测定的，因此写热化学方程式可不注明温度和压强．2、注意热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数表示该物质的物质的量．因此化学计量数可以是分数．
H2(g)+ O2(g)=H2O(l) △H=－285.8kJ/ml
若反应物和产物的聚集状态不同，则焓变△H不同。因此，必须注明物质的聚集状态才能完整地体现出热化学方程式的意义。气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，溶液用“aq”.热化学方程式中不打沉淀符号和气体符号。
2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △H=－483.6kJ/ml
△H与反应物的物质的量有关，所以方程式中化学式前面的化学计量数必须与△H相对应，如果化学计量数加倍，则△H也要加倍。推论：2H2O(g)=2H2(g)+O2(g) △H=？
2H2O(g)=2H2(g)+O2(g) △H=+483.6kJ/ml
热化学方程式的书写要求①注明反应的温度和压强(25 ℃、101 kPa下进行的反应可不注明)。②注明反应物和生成物的状态：固态(s)、液态(l)、水溶液(aq)、气态(g)。③热化学方程式中各物质的化学计量数只表示物质的物质的量，而不表示分子个数(或原子个数)，因此可以写成分数。④热化学方程式中不用“↑”和“↓”。⑤热化学方程式能反映出该反应已完成的数量。由于ΔH与反应物的物质的量有关，所以热化学方程式中物质的化学计量数必须与ΔH相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。当反应向逆反应方向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。
热化学方程式的书写与判断
1.“四步”书写热化学方程式写方程→标状态→注条件(温度压强)→定焓变ΔH。2．书写与判断应注意的问题(1)注意ΔH的符号和单位ΔH只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边。若为放热反应，ΔH为“－”；若为吸热反应，ΔH为“＋”。ΔH的单位一般为kJ·ml－1。
(2)注意反应条件反应热ΔH与测定条件(温度、压强等)有关。因此书写热化学方程式时应注明ΔH的测定条件。绝大多数ΔH是在25 ℃、101 325 Pa下测定的，可不注明温度和压强。(3)注意物质的聚集状态反应物和产物的聚集状态不同，反应热ΔH不同。因此，必须注明物质的聚集状态。(4)注意化学方程式的化学计量数 ①热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数。因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。 ②热化学方程式中的反应热是表示反应物完全反应时的热量变化，与反应是否可逆无关。方程式中化学式前面的化学计量数必须与ΔH相对应，即化学计量数与ΔH成正比。当反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。
判断热化学方程式的“五审”
1）检测△H 符号的正误2）检查是否注明物质的聚集状态3）检查△H 的数值与化学计量数是否对应4）特殊反应热A 、热化学方程式与燃烧热的热化学方程式燃烧热的热化学方程式限制可燃物为1ml，而热化学方程式不限制各反应物的物质的量B 、同素异形体与热化学方程式书写时要标明物质的状态和名称
在101kPa时，1ml物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热
(1)燃烧的物质必须为:1ml(2)完全燃烧是指物质中下列元素完全转变成对应的物质：C→CO2，H→H2O(l)，S→SO2等。(3)燃烧热通常由实验测得
例如:C的燃烧热为393.5kJ／ml，表示:在101kPa时1mlC完全燃烧放出393.5kJ的热量。
★ ★ ★燃烧热是以1ml物质完全燃烧放出的热量来定义的，因此在书写它的热化学方程式时，应以燃烧1ml物质为标准来配平其余物质的系数。例如：C8H18(g)+25/2O2（g）＝ 8CO2（g）十 9H2O(l)； △H＝－5518kJ／ml C8H18的燃烧热为5518kJ／ml。
在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mlH2O，这时的反应热叫中和热。
酸与碱（中学阶段只讨论强酸与强酸中和）
△H＝－57．3kJ／ml。
如果浓度偏大，则溶液中阴、阳离子间的相互牵制作用就大，表观电离度就会减小，这样酸碱中和时产生的热量势必要用去一部分来补偿未电离分子的离解热，造成较大误差(偏低)。
若用弱酸代替强酸，或用弱 碱代替强碱，因中和过程中弱电解质电离吸热，会使测得中和热的数值偏低。
燃烧热与中和热的区别与联系
ΔH<0 , 单位 kJ/ml
可能是1ml也可以是0.5ml(不限)
1ml反应物完全燃烧时放出的热量;不同的物质燃烧热不同
酸碱中和生成1mlH2O时放出的热量,强酸强碱间的中和反应中和热大致相同,均约为57.3kJ/ml
表示燃烧热和中和热的热化学方程式的书写(1)书写表示燃烧热的热化学方程式时，以燃烧 1 ml 物质为标准来配平其余物质的化学计量数。同时可燃物要完全燃烧且生成的氧化物状态稳定。 如：H2(g)＋1/2O2(g)===H2O(l)ΔH＝－285.8 kJ/ml(2)书写表示中和热的热化学方程式时，以中和反应生成1 ml H2O(l)为标准配平其余物质的化学计量数。如 1/2H2SO4(aq)＋NaOH(aq)===1/2Na2SO4(aq)＋H2O(l)ΔH＝－57.3 kJ/ml
(1)几种元素燃烧后对应的稳定产物：C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)。(2)ΔH＝－57.3 kJ/ml是稀的强酸与强碱的中和热，如有弱酸或弱碱参与反应，反应热数值小于57.3 kJ/ml。若酸、碱反应有沉淀生成时，反应热数值一般大于57.3 kJ/ml。(4)对于反应热、焓变或ΔH 描述时要注明“＋”或“－”，表明吸热或放热。(5)对于燃烧热或中和热文字描述时用正值描述，不需注明“－”。
三. 盖斯定律及其应用
(1)化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。(2)即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。如：
ΔH＝ΔH1＋ΔH2
注意：求总反应的反应热，不能不假思索地将各步反应的反应热简单相加。不论一步进行还是分步进行，始态和终态完全一致，盖斯定律才成立。某些物质只是在分步反应中暂时出现，最后应该恰好消耗完。
利用盖斯定律计算及应热的一般步骤
(1)物质能量越低，物质的键能越大，越稳定。(2)当热化学方程式乘、除某一个数时，ΔH也应乘、除某一个相同的数；方程式间进行加减运算时，ΔH也同样要进行加减运算，且要带“＋”、“－”符号，即把ΔH看作一个整体进行运算。(3)将一个热化学方程式颠倒书写时，ΔH的符号也随之改变，但数值不变。
2、根据热化学方程式计算
3、根据反应物和生成物的总能量计算
反应热(△H )=E生成物－E反应物
反应热与反应物各物质的物质的量成正比
计算方法：①热化学方程式系数可以扩大或缩小相同的倍数，但同时ΔH也要响应的变大或缩小。②对于正、逆两个相反方向的反应，ΔH的数值相等，符号相反。③根据盖斯定律，可以将两个或两个以上(一般不超过三个)的热化学方程式包括其ΔH(含“+”、“－”)相加或相减，得到所求反应的热化学方程式
能源就是能提供能量的自然资源，它包括化石燃料、阳光、风力、流水、潮汐及柴草等等。我国目前使用的主要能源是化石燃料（煤、石油、天然气等）。新能源∶太阳能，氢能，地热能，风能、海洋能、核能、生物质能、反物质能、可燃冰等。
包括：煤、石油、天然气
缺点：蕴藏量有限，不能再生，利用率低，污染环境
包括：太阳能、氢能、地热能、风能、海洋能、生物质能等
特点：资源丰富，可以再生，没有污染或污染很轻
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