高中化學 1.1.1 化學反應的能量變化課件 新人教選版修4.ppt

《高中化學 1.1.1 化學反應的能量變化課件 新人教選版修4.ppt》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《高中化學 1.1.1 化學反應的能量變化課件 新人教選版修4.ppt（30頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

化學反應基本原理,第一章：化學反應與能量,第一節(jié)：化學反應與能量的變化,一、放熱反應：,1.定義：,反應物的總能量大于生成物的總能量的反應,備注（1）,放熱反應一定為化學反應,（2）,（3）,物質的能量越低，越穩(wěn)定,（4）,求能量差時，一定要確定各物質的狀態(tài)， 否則能量差是個變化值,典例：,,同種物質而言：E(氣態(tài)) ＞E(液態(tài)) ＞E(固態(tài)),一、放熱反應：,2.常見的放熱反應：,（1）,金屬與酸或水反應,（2）,金屬氧化物與酸或水反應,（3）,酸堿中和反應,（4）,鋁熱反應,,所有的燃燒的反應,（5）,（6）,食物腐敗,二、吸熱反應：,1.定義：,反應物的總能量小于生成物的總能量的反應,備注（1）,吸熱反應一定為化學反應,（2）,需要加熱的反應不一定是吸熱反應。,,2H,H—H,Cl —Cl,斷開1molH－H鍵要吸收436kJ的能量。,,,2Cl,2H—Cl,,H2 + Cl2 2HCl,斷1molCl —Cl鍵要吸收243kJ的能量。,形成2molH —Cl鍵要放出2431kJ的能量。,放出183kJ的能量,從反應物和生成物具有的能量去考慮,放熱反應：E反 E生,吸熱反應： E反 E生,,,,,,,,,,能量,反應過程,反應物,生成物,放出熱量,,,,,,,,能量,反應過程,反應物,生成物,吸收熱量,,,,二、化學反應的焓變,反應熱：化學反應過程中所釋放或吸收的熱量,符號：ΔH，單位：kJ/mol或kJ?mol-1,焓：是與內能有關的物理量,符號：H,焓變：反應產物與反應物的焓值差,符號：△H,恒壓條件下，化學反應的反應熱等于焓變,ΔH＝H（反應產物）－H（反應物),ΔH＝反應產物能量－反應物能量,從焓變角度看：,從反應熱角度看：,1.焓和焓變,ΔH=QP,放熱反應： 吸熱反應：,ΔH＜0或 ΔH為“－”,ΔH＞0 或ΔH為“＋”,吸熱,△H＞0,放熱,△H＜0,反應熱.焓變.鍵能的概念及其關系,(1)概念 反應熱 焓變 鍵能,,,化學反應中吸收或者放出的熱量。,恒壓條件下的反應熱 符號:Δ H Δ H0 :吸熱反應,破壞1mol化學鍵所吸收的能量(或形成1mol化學鍵所放出的能量),,(2)三者的關系:,Δ H=生成物的總能量－反應物的總能量 Δ H=反應物鍵能的和－生成物鍵能的和,例 1：1molC與1molH2O(g)反應生成lmol CO(g)和1mol H2(g)，需要吸收131.5kJ的熱量，該反應的反應熱為△H= kJ/mol。,例 2：拆開 lmol H—H鍵、lmol N－H鍵、lmolN≡N鍵分別需要的能量是436kJ、391kJ、946kJ，則1mol N2生成NH3的反應熱為 1mol H2生成NH3的反應熱為 。,＋131.5,-92KJ/mol,-30.6KJ/mol,練 習,3、下列說法中正確的是（ ） A. 需要加熱才能發(fā)生的反應一定是吸熱反應。 B. 放熱的反應在常溫下一定很易發(fā)生。 反應是放熱的還是吸熱的必須看反應物和生成物 所具有的總能量的相對大小。 D. 吸熱反應在一定的條件下也能發(fā)生。 4、下列說法中正確的是（ ） A. 焓變是指1mol 物質參加反應時的能量變化。 當反應放熱時ΔH 0，反應吸熱時ΔH 0 。 在加熱條件下發(fā)生的反應均為吸熱反應。 一個化學反應中，當反應物能量大于生成物能量 時，反應放熱， ΔH 為“－”。,C D,D,練習,2、熱化學方程式： 表示化學反應與熱效應關系的方程式叫熱化學方程式。熱效應與反應條件、反應物和生成物的狀態(tài)、物質的量有關。,我們認識了反應熱，那么如何在化學方程式中正確反映其熱量的變化？,通過以上兩個例子，說明熱化學方程式 與一般的化學方程式的書寫有什么不同？,熱化學方程式與一般的化學方程式不同,(1)書寫熱化學方程式要注明反應的溫度和壓強，(為什么？)而常溫、常壓可以不注明；,(2)熱化學方程式要標明物質的狀態(tài),(3)方程式后要隔一空格標出反應熱?H，吸熱為“＋”，放熱為“－”，反應熱數(shù)值要與化學式前系數(shù)對應；,(4)方程式中的計量系數(shù)表示實際反應的物質的物質的量，可以是整數(shù)也可以是分數(shù)，若化學方程式中各物質的系數(shù)加倍，則△H的數(shù)值也加倍。,[交流研討]已知在298K時,由氫氣和氮氣反應生成1molNH3(g)放熱46.11kJ ,將下列化學方程式寫成熱化學方程式。,3/2H2 (g)+1/2N2 (g) = NH3 (g) ΔH(298K) = -46.11kJmol-1,3H2 (g)+N2 (g) = 2NH3 (g) ΔH(298K) = -92.22kJmol-1,NH3 (g) = 3/2H2 (g)+1/2N2 (g) ΔH(298) = +46.11kJmol-1,寫出下列反應的熱化學方程式,課堂練習,1、1molN2(g)與適量O2(g)反應生成NO (g)，需吸收68kJ的熱量； 2、2molCu(s)與適量O2(g)反應生成CuO(s)，放出314kJ熱量；,3、在同溫同壓下，下列各組熱化學方程式中Q2 Q1的是: A、2H2(g) + O2(g) == 2H2O(g) ΔH = -Q1 2H2(g) + O2(g) == 2H2O(l) ΔH = -Q2 B、S(g) + O2(g) == SO2(g) ΔH = -Q1 S(s) + O2(g) == SO2(g) ΔH = -Q2 C、C(s) + 1/2O2(g) == CO(g) ΔH = -Q1 C(s) + O2(g) == CO2(g) ΔH = -Q2 D、2H2(g) + Cl2(g) == 2HCl(g) ΔH = -Q1 1/2H2(g) + 1/2Cl2(g) == HCl(g) ΔH = -Q2,AC,C,5、已知 （1）H2( g )＋1/2O2 ( g ) ＝ H2O ( g ) ΔH1 = a kJ/mol （2）2H2( g )＋O2 ( g ) ＝2H2O ( g ) ΔH2 = b kJ/mol （3） H2( g )＋1/2O2 ( g ) ＝ H2O ( l ) ΔH3 = c kJ/mol （4） 2H2( g )＋O2 ( g ) ＝2H2O ( l ) ΔH4 = d kJ/mol 則a、b、c、d的關系正確的是 。 A、ad0 C、2a=b0,C,6、已知在1105Pa，298K條件下，2mol氫氣燃燒生成水蒸氣放出484kJ熱量，下列熱化學方程式正確的是 ( ) A. H2O（g）＝H2（g）＋1/2O2（g） ΔH＝＋242kJmol－1 B. 2H2（g）＋O2（g）＝2H2O ΔH＝－484kJmol－1 C. H2（g）＋1/2O2（g）＝H2O（g） ΔH＝＋242kJmol－1 D. 2H2（g）＋O2（g）＝2H2O（g） ΔH＝＋484kJmol－1,A,7、熱化學方程式： S(g)+O2(g)=SO2(g) ΔH=－297.3kJ/mol 分析下列說法中正確的是（ ） A．S(g)+O2(g)=SO2(l) ΔH-297.3KJ/mol B．S(g)+O2(g)=SO2(l) ΔH-297.3KJ/mol C．1molSO2的鍵能總和大于1molS和1molO2鍵能之和 D．1molSO2的鍵能總和小于1molS和1molO2鍵能之和,B D,簡易量熱計示意圖,計算反應熱需測定哪些數(shù)據(jù)？在實驗中怎樣準確測定這些數(shù)據(jù)？,2.反應熱的測定,自制簡易量熱計,如何求算一個體系放出或吸收的熱量呢？ Q= - C0m(T2-T1) C0—比熱容，單位質量物質的熱容； T—熱力學溫度，也叫開爾文溫度，單位為K T(K )=t(℃)+273.15.,測定中和反應的反應熱,利用簡易量熱計測定室溫下中和反應的反應熱。 1、向量熱計內筒中加入1.0 mol/L的鹽酸100mL，蓋上杯蓋，插入溫度計，勻速攪拌后記錄初始溫度T1 2、向250 mL的燒杯中加入1.0 mol/L的NaOH溶液100mL，調節(jié)其溫度，使之與量熱計中鹽酸的溫度相同。 3、快速將燒杯中的堿液倒入量熱計中，蓋好杯蓋，勻速攪拌，記錄體系達到的最高溫度T2。 4、假設溶液的比熱等于水的比熱并忽略量熱計的熱容，根據(jù)溶液溫度升高的數(shù)值，計算此中和反應的反應熱。 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。,中和熱的測定實驗,在測定過程中應注意什么問題,(1)用保溫性能好的儀器測量。 (2)混合好后，迅速蓋好裝置蓋子，減少熱量的損失。 (3)所用藥品濃度的配制須準確,用強酸和強堿溶液,而且要是稀溶液。 (4)宜用有0.1分刻度的溫度計，讀數(shù)盡可能準確，且估讀至小數(shù)點后二位。同時應注意水銀球部位要完全浸沒在溶液中，而且要穩(wěn)定一段時間后再讀數(shù)，以提高所測的精度。 (5)記錄最高溫度。,測定中和反應的反應熱,在稀溶液中，酸和堿發(fā)生中和反應而生成1mol水時放出的熱。 研究條件：稀溶液 反應物：酸與堿 生成物及其物質的量：1mol 放出的熱：57.3kJ/mol,注：強酸與弱堿反應，強堿與弱酸、弱酸和弱堿反應生成1molH2O放出的熱小于57.3KJ/mol,中和熱：,【提問】我們測得中和熱數(shù)值如果不等于57.3kJ，你們認為造成誤差的原因可能有哪些？,（1）量取溶液的體積有誤差 （2）藥品的選用不當引起的誤差 （3）實驗過程中有液體灑在外面 （4）混合酸、堿溶液時，動作緩慢 （5）隔熱操作不到位，致使實驗過程中熱量損失而 導致誤差 （6）測了酸后的溫度計未用水清洗而便立即去測堿 的溫度，致使熱量損失而引起誤差。 ……,［練習］50 mL 0.50 mol/L鹽酸與50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液在圖示的裝置中進行中和反應。通過測定反應過程中所放出的熱量可計算中和熱?；卮鹣铝袉栴}： （1）從實驗裝置上看，圖中尚缺少的一種玻璃用品是 。 （2）燒杯間填滿碎紙條的作用是 。 （3）大燒杯上如不蓋硬紙板，求得的中和熱數(shù)值 （填“偏大”“偏小”“無影響”）。 （4）實驗中改用60 mL 0.50 mol/L鹽酸跟50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液進行反應，與上述實驗相比，所放出的熱量 （填“相等”“不相等”），所求中和熱 （填“相等”“不相等”），簡述理由： （5）用相同濃度和體積的氨水代替NaOH溶液進行上述實驗，測得的中和熱的數(shù)值會 ；用50 mL 0.50mol/L NaOH溶液進行上述實驗，測得的中和熱的數(shù)值會 。（均填“偏大”“偏小”“無影響”）,,環(huán)形玻璃攪拌棒,減少實驗過程 中的熱量損失,偏小,不等,相等,因為中和熱是指酸跟堿發(fā)生中和反應生成1 mol H2O所放出的能量，與酸堿的用量無關,）偏小,）偏小,