高中化学人教版 (2019)选择性必修1第一节 反应热教课课件ppt

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化学反应的过程，既是物质的转化过程，也是化学能与热、电等其他形式能量的转化过程。
化学反应既遵守质量守恒定律，也遵守能量守恒定律。
化学反应中的能量变化是以物质变化为基础的，能量变化的多少与参加反应的物质种类和多少密切相关。
问题一：以上反应中伴随着怎样的能量变化？问题二：如何实现石灰石的分解？能量如何变化？
热量的释放或吸收是化学反应中能量变化的常见形式。
在实际应用中，人们如何定量地描述化学反应过程中释放或吸收的热量呢？
一、反应热 焓变
（1）体系与环境——以盐酸与NaOH溶液之间的反应为例
与体系相互影响的其他部分，如盛溶液的试管和溶液之外的空气等看作环境。
反应物：NaOH溶液、盐酸发生的反应：NaOH+HCI=NaCl+H2O生成物：NaCl、H2O
某试管中盛有Al粉和稀盐酸，下列有关说法不正确的是 （ ）A.试管、Al粉、稀盐酸及发生的反应可看作一个体系B.除反应物、生成物及相关反应外，其他均看作环境C.Al与稀盐酸反应导致体系温度升高，且向环境中释放热量D.Al与稀盐酸反应的反应热可以通过量热计测量
①热量：因温度不同而在体系与环境之间交换或传递的能量。
（2）体系与环境的热量交换——反应热
②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。
指化学反应发生后，使反应后体系的温度恢复到反应前体系的温度，即反应前后体系的温度相同。
③直接测定反应热的方法
用温度计测量反应前后体系的温度变化，根据有关物质的比热容等来计算反应热
【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。
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
【实验测量】（1）反应物温度的测量①用量筒量取50mL0.50ml/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（数据填入下表）。用水把温度计上的酸冲洗干净，擦干备用。②用另一个量简量取50mL0.55ml/L.NaOH溶液，用温度计测量并记录NaOH溶液的温度（数据填入下表）。
（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简中，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（t2）。（3）重复上述步骤（l）至步骤（2）两次。
思考问题一：能否更换温度计？
思考问题二：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
思考问题三：为什么碱的浓度稍大于酸？
为了保证盐酸完全被中和
【数据处理】（1）取盐酸温度和NaOH溶液温度的平均值记为反应前体系的温度（t1），计算温度差（t2-t1），将数据填入下表。（2）取三次测量所得温度差的平均值作为计算依据。（3）根据温度差和比热容等计算反应热。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：①50mL0.50ml/L盐酸的质量m1=50g，50mL0.55ml/LNaOH溶液的质量m2=50g。②反应后生成的溶液的比热容c=4.18J/（g·℃），50mL0.50ml/L盐酸与50ml0.55ml/LNaOH溶液发生中和反应时放出的热量为（m1+m2）·c·（t2-t1）。③生成lmlH2O（l）时放出的热量为
【问题和讨论】（l）导致中和反应反应热测定存在误差的原因①量取溶液的体积不准确。②温度计读数有误（如未读取到混合溶液的最高温度，就记为终止温度）。③实验过程中有液体溅出。④混合酸、碱溶液时，动作缓慢。⑤隔热层隔热效果不好，实验过程中有热量损失。⑥测过酸溶液的温度计未用水清洗便立即去测碱溶液的温度。⑦溶液浓度不准确。⑧没有进行重复实验。
（2）提高测定反应热准确度的措施①实验中用温度计先后测量酸溶液、碱溶液及混合溶液的温度时，使用同一支温度计可减小实验误差，且测量完一种溶液后，温度计必须用水冲洗干净并用滤纸擦干。温度计的水银球要完全浸入溶液中，且要稳定一段时间后再记下读数。②反应物应一次性迅速加入，且避免有液体溅出。③实验操作时动作要快，尽量减少热量的损失。④重复实验3次，取3次实验数据的平均值。
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1mlH2O（l）释放的热量都约为57.3kJ C.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D.某同学通过实验测得盐酸和NaOH溶液反应生成lmlH2O（1）放出的热量为52.3kJ，造成这一结果的原因不可能是所用酸、碱溶液浓度过大
2、反应热与焓变（1）内能：内能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。化学反应之所以会产生反应热是因为化学反应前后体系的内能（符号为U）发生了变化。（2）焓：焓是物质所具有的能量，是与内能有关的物理量，符号是H。（3）焓变：在等压条件下进行的化学反应，其反应热等于反应的焓变。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AH。①数学表达式：△H=H（生成物）-H（反应物）。②常用单位：kJ/ml（或kJ·ml-1）。
（4）焓、焓变与放热反应、吸热反应的关系
反应体系对环境放热，其焓减小
△H为“-”，即△H<0，
反应体系从环境吸热，其焓增加
△H为“+”，即△H>0，
下列说法正确的是( )A.反应热是1ml物质参加反应时的能量变化B.当反应放热时△H>0，反应吸热时△H<0C.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
（5）化学反应过程中能量变化的原因①微观角度a.化学反应的本质及特点
b.举例[以1mlH2（g）和1ml Cl2（g）在一定条件下反应生成2mlHCI（g）的能量转化为例]
1mlH2与1mlCl2反应生成2mlHCl时的反应热，应等于生成物分子的化学键形成时所释放的总能量（862kJ）与反应物分子的化学键断裂时所吸收的总能量（436kJ+243kJ=679kJ）的差，即放出183kJ的能量。
上述分析表明，化学键断裂和形成时的能量变化是化学反应中能量变化的主要原因。
②宏观角度从物质内能角度分析，若化学反应中反应物的总能量大于生成物的总能量，反应物转化为生成物时放出热量，则为放热反应。
（6） △H的计算方法①△H=生成物的总能量-反应物的总能量。②△H=反应物分子的化学键断裂时吸收的总能量-生成物分子的化学键形成时释放的总能量。
已知断裂1mlN=N键所吸收的能量为946kJ，形成1ml N-H键所放出的能量为391kJ，若1ml N2（g）和3mlH2（g）完全反应生成2ml NH3（g）时放出的能量为92.2kJ，则断裂1ml H-H键所吸收的能量是（ ）A.436kJ C.463kJ D.869kJ
已知：H2（g）+F₂（g）=2HF（g） △H=-270kJ·ml-1，下列说法正确的是( )A.在相同条件下，1mlH2（g）与1mlF2（g）的能量总和大于2ml HF（g）的能量B.1ml H2（g）与1mlF2（g）反应生成2ml液态HF放出的热量小于270kJC.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