資源簡介

(共25張PPT)
反應熱的計算
習
學
目
標
1.通過學習理解蓋斯定律的內容，認識其在科學研究中的意義。
2.運用蓋斯定律，能進行有關反應熱的簡單計算，進一步提高化學計算能力。
3.運用蓋斯定律，書寫未知反應的熱化學方程式。
在科學研究和工業生產中，常常需要了解反應熱。許多反應熱可以通過實驗直接測定，但是有些反應熱是無法直接測定的。
能否利用一些已知反應的反應熱來計算其他反應的反應熱呢？
1836年，俄國化學家蓋斯，提出了蓋斯定律為我們解決了這個問題。
情 境 導 入
嗨，同學們好，我叫蓋斯，我經過大量的實驗研究，總結出一條規律，看看能不能幫大家解決問題吧!
1.蓋斯定律內容
一個化學反應，不管是一步完成的還是分幾步完成的，其反應熱是相同的。即：化學反應的反應熱只與反應體系的始態和終態有關，而與反應進行的途徑無關。
知識點一 蓋斯定律
2.蓋斯定律的理解
（1）從途徑角度理解蓋斯定律
反應熱
如同山的絕對高度與上山的途徑無關一樣，A點相當于反應體系的始態，B點相當于反應體系的終態，山的高度相當于化學反應的反應熱。勢能的變化只與起點A和終點B的海拔差有關,而與由A點到B點的途徑無關。
知識點一 蓋斯定律
（2）從能量守恒角度理解蓋斯定律
經過一個循環，體系仍處于S態，因為物質沒有發生變化，所以就不能引發能量變化，即 H1+ H2=0
先從始態S變化到終態L體系放出熱量( H1 <0)
始態(S)
然后從L到S，體系吸收熱量( H2>0)
終態(L)
推論：同一個熱化學反應方程式，正向反應 H1與逆
向反應 H2大小相等，符號相反，即： H1= – H2
知識點一 蓋斯定律
ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3 ＝－(ΔH4＋ΔH5＋ΔH6)；
3.圖例說明蓋斯定律
A→D：
知識點一 蓋斯定律
從反應途徑角度：
從能量守恒角度：
ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝0
不能很好的控制反應的程度，故不能直接通過實驗測得△H1
①C(s)+1/2O2(g)==CO(g) ΔH1=
②CO(g)+1/2O2(g)== CO2(g) ΔH2=-283.0kJ/mol
③C(s)+O2(g)==CO2(g) ΔH3=-393.5kJ/mol
如何測出下列反應的反應熱：
C(s)+1/2O2(g)==CO(g) ΔH1=
4.蓋斯定律的應用
知識點一 蓋斯定律
4.蓋斯定律的應用
C(s)+ O2(g)
CO2(g)
△H1
△H3
△H1＝ △H2 ＋ △H3
CO(g) + O2(g)
1
2
△H2
△H3 ＝△H1 － △H2
C(s)+1/2O2(g) = CO(g) △H1＝？
物質 燃燒熱
ΔH (kJ/mol)
C(s) 393.5
CO(g) 283.0
路徑I
路徑II
= 393.5 kJ/mol ( 283.0 kJ/mol)
= 110.5 kJ/mol
知識點一 蓋斯定律
C(s) + O2(g) ＝ CO(g) △H3＝？
CO(g)+ O2(g) ＝ CO2(g) △H2＝－283.0 kJ/mol
C(s) + O2(g) ＝ CO2(g) △H1＝－393.5 kJ/mol
+)
△H3 ＝△H1 － △H2
＝ －393.5 kJ/mol －(－283.0 kJ/mol＝ －110.5 kJ/mol
1
2
1
2
C(s) + O2(g) ＝ CO(g) △H3＝ －110.5 kJ/mol
1
2
即運用所給熱化學方程式通過加減的方法得到所求熱化學方程式。
知識點一 蓋斯定律
5.根據蓋斯定律書寫熱化學方程式
知識點一 蓋斯定律
第一步：找出目標熱化學方程式中反應物與生成物在已知熱化學方程式中的位置。
第二步：調整已知熱化學方程式的計量數和ΔH。
第三步：疊加已調整的熱化學方程式中的ΔH，確定待求反應的ΔH。
即：①×2 + ②×4 - ③ = ④ ΔH＝ΔH1×2 ＋ΔH2×4 －ΔH3 ＝－283.2kJ/mol×2 －285.8kJ/mol×4 ＋1370 kJ/mol＝－339.2 kJ/mol
④2CO(g)＋ 4 H2(g) H2O(l)＋ C2H5OH (l)
① 2CO(g) + O2(g) 2 CO2(g) ΔH4= －283.0 ×2 kJ/mol
② 4H2(g) + 2 O2(g) 4H2O(l) ΔH5= －285.8×4 kJ/mol
③C2H5OH(l) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3H2O(l) ΔH3=-1370 kJ/mol
思路點撥
知識點一 蓋斯定律
總結：根據蓋斯定律書寫熱化學方程式的方法
(1)確定待求反應的熱化學方程式；
(2)找出待求熱化學方程式中各物質出現在已知方程式中的位置(是同側還是異側)；
(3)利用同側相加、異側相減進行處理；
(4)分析目標方程式中各物質的化學計量數，通過乘除來調整已知反應的化學計量數，并消去中間產物；
(5)實施疊加并確定反應熱的變化。
知識點一 蓋斯定律
根據蓋斯定律書寫熱化學方程式的易錯警示：
①熱化學方程式同乘以一個數時，反應熱數值也必須同乘以該數值；
②熱化學方程式相加減時，同種物質之間可相加減，反應熱也隨之相加減；
③將一個熱化學方程式顛倒， △H的符號也要隨之改變
知識點一 蓋斯定律
6.蓋斯定律在生產和科學研究中的意義
有些反應，因為某些原因，導致反應熱難以直接測定，如：
知識點一 蓋斯定律
（1）有些反應進行得很慢
（2）有些反應不容易直接發生
（3）有些反應的產品不純（有副反應發生）
但可以用蓋斯定律間接求得。
【典例1】黃鐵礦(主要成分為FeS2)的燃燒是工業上制硫酸時得到SO2
的途徑之一，反應的化學方程式為：4FeS2+11O2 2Fe2O3+8SO2
在 25℃ 和 101kPa 時，1mol FeS2 (s)完全燃燒生成Fe2O3 (s)和SO2 (g)時放出853kJ的熱量。這些熱量(工業中叫做“廢熱”)在生產過程中得到了充分利用，大大降低了生產成本，對于節約資源、能源循環利用具有重要意義。
（1）請寫出FeS2燃燒的熱化學方程式。
（2）計算理論上1kg黃鐵礦（FeS 的含量為90%）完全燃燒放出的熱量。
高溫
知識點二 反應熱的計算
(2)FeS2的摩爾質量為120g·mol-1。
思路點撥：
知識點二 反應熱的計算
【典例2 】葡萄糖是人體所需能量的重要來源之一，設它在人體組織
中完全氧化時的熱化學方程式為:
C6H12O6(s)+6O2(g)=6CO2(g)+6H2O(l) H= -2800kJ/mol
計算100 g葡萄糖在人體組織中完全氧化時產生的熱量。
思路點撥：根據熱化學方程式可知，1 mol C6H12O6在人體組織中完全氧化時產生的熱量為2800 kJ.C6H12O6的摩爾質量為180g/mol。
100gC6H12O6的物質的量為:100g/180g/mol=0.556 mol 0.556molC6H12O6完全氧化時產生的熱量為:0.556mol×2800KJ/mol=1557KJ
知識點二 反應熱的計算
【典例3】焦炭與水蒸氣反應、甲烷與水蒸氣反應均是工業上制取氫氣的重要方法。這兩個反應的熱化學方程式分別為：
①C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g) H1= +131.5kJ/mol
②CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g) H2= +205.9kJ/mol
試計算CH4(g) C(s)+2H2(g)的△H。
知識點二 反應熱的計算
分析各化學方程式的關系可以得出，將反應①的逆反應與反應 ②相加，得到反應： CH4(g) C(s)+2H2(g)
即：CO(g)+H2(g) C(s)+H2O(g) H3= - H1= -131.5kJ/mol
+） CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g) H2= +205.9kJ/mol
CH4(g) C(s)+2H2(g) H= ？
根據蓋斯定律： H= H3+ H2 = H2- H1
= +205.9kJ/mol-131.5kJ/mol = +74.4kJ/mol
答：CH4(g)=C(s)+2H2(g) 的 H= +74.4kJ/mol。
思路點撥：
知識點二 反應熱的計算
化學反應熱的計算
蓋斯定律
反應熱
的計算
蓋斯定律的內容
對蓋斯定律的理解
途徑角度
能量守恒角度
根據熱化學方程式及燃燒熱計算
根據化學鍵斷裂和形成時的能量變化計算
根據蓋斯定律進行計算
變化觀念與平衡思想
【課 堂 小 結】
1. 沼氣是一種能源，它的主要成分是CH4。0.5 mol CH4完全燃燒生成CO2和液態H2O時，放出445 kJ的熱量。則下列熱化學方程式中正確的是( )
A. 2CH4(g)＋4O2(g)=2CO2(g)＋4H2O(l) ΔH=+890 kJ/mol
B. CH4＋2O2=CO2＋H2O ΔH=-890 kJ/mol
C. CH4(g)＋2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) ΔH=-890 kJ/mol
D.1/2CH4(g)+O2(g)=1/2CO2(g)+H2O(l) ΔH=-890 kJ/mol
C
隨 堂 訓 練
2.環戊二烯（ ）是重要的有機化工原料，廣泛用于農藥、橡膠等生產。回答下列問題：
已知：
① (g)= (g)+H2(g) ΔH1= +100.3 kJ·mol 1
② H2(g)+ I2(g) =2HI(g) ΔH2= 11.0 kJ·mol 1
對于反應：
③ (g)+ I2(g)= (g)+2HI(g ) ΔH3=___________kJ·mol 1。
+89.3
隨 堂 訓 練
3.甲醇是重要的化工原料，又可稱為燃料。利用合成氣（主要成分為CO、CO2和H2）在催化劑的作用下合成甲醇，發生的主反應如下：
CO（g）+2H2（g） CH3OH（g） △H1= 。
-99kJ/mol
隨 堂 訓 練
4.（1）已知：S(s)+O2(g)=SO2(g) △H=-290.6 kJ/mol
求16克硫燃燒成為SO2氣體放出多少熱量？
145.3kJ
30.5 g
隨 堂 訓 練
（2）已知：C(s)+O2(g)=CO2(g) △H=-393.5 kJ/mol
要獲得1000千焦熱量，需燃燒多少克碳？(共25張PPT)
熱化學方程式、燃燒熱
習
學
目
標
1.認識熱化學方程式，了解熱化學方程式表示的意義。
2.理解熱化學方程式書寫規則，并能正確書寫和判斷熱化學方程式。
3.了解燃燒熱的概念，能正確書寫關于燃燒熱的熱化學方程式。
4.掌握燃燒熱的相關計算。
化學變化伴隨著能量的變化，一般都有反應熱。
如何用化學用語來表示化學反應中的熱量變化呢
①H2+Cl2 === 2HCl
點燃
②H2(g)+Cl2(g)===2HCl(g) ΔH = -184.6 kJ/mol
標注條件，未標注物質狀態
沒有條件，標注物質狀態且有ΔH數值
只表明物質變化
不僅關注物質間的轉化同時還更強調能量的變化
情 境 導 入
1.定義
表明反應所釋放或吸收的熱量的化學方程式
表明了化學反應中的物質變化和能量變化
2.意義
表示1mol氣態H2與1mol氣態Cl2完全反應生成2mol氣態HCl時，放出184.6kJ的熱量。
H2(g)+Cl2(g)===2HCl(g) ΔH = -184.6 kJ/mol
物質變化
能量變化
2H2(g) + O (g) = 2H O(g) H＝﹣483.6 kJ/mol
知識點一 熱化學方程式
3.熱化學反應方程式的書寫步驟及要求
小結：一方程、二狀態、三焓變(正負號、數值、單位)
注意：當溫度壓強不是25℃ 、101kPa時，還需標明反應的溫度和壓強
方程式后寫ΔH ，并注明ΔH 的“+”或“-”
知識點一 熱化學方程式
H2(g) + Cl2(g) == 2HCl(g) ΔH= -184.6 kJ/mol
H2(g) + I2 (g)=====2HI(g) ΔH= -14.9 kJ/mol
200℃
101kPa
(1)注明反應時的溫度和壓強
對于25℃，101 kPa 時的數據，可不特別注明溫度和壓強
4.書寫熱化學方程式的注意事項
溫度和壓強不同， ΔH也不同
不寫“點燃”“加熱”等引發條件，
不標“↑”和“↓”
知識點一 熱化學方程式
(2)注明反應物和生成物的聚集狀態
聚集狀態不同時，它們所具有的內能、焓也均不同
常見狀態：氣態(g)、固態(s)、液態(l)、溶液(aq)
上述兩個反應，哪個反應釋放的能量更多，為什么？
知識點一 熱化學方程式
1g冰
1g液態水
1g水蒸氣
焓(H)增大
熔化
蒸發
H2O(l)==H2O(g) ΔH =＋44kJ/mol
等質量水的焓(能量)：H2O(s)＜ H2O(l)＜ H2O(g)
知識點一 熱化學方程式
(3)熱化學方程式中化學計量數可為整數或分數
H2(g) ＋ Cl2(g) ＝ 2HCl(g) ΔH ＝－184.6kJ/mol ①
——表示各物質的(物質的量)
ΔH與化學計量數有關
對同一反應，若化學計量數擴大或縮小，則ΔH 值也擴大或縮小相同
倍數
ΔH必須與化學方程式一一對應
知識點一 熱化學方程式
知識點一 熱化學方程式
(4)互逆的兩反應，其反應熱數值相等，符號相反
ΔH= 41 kJ/mol
ΔH= +41 kJ/mol
若正反應為放熱反應 (ΔH ＜0)，則逆反應為吸熱反應(ΔH ＞0)
ΔH正+ ΔH逆=0
已知：H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)　ΔH＝－184.6 kJ·mol－1，則
(1) 反應2H2(g)＋2Cl2(g)===4HCl(g)　ΔH＝________________。
－369.2 kJ·mol－1
＋92.3 kJ·mol－1
知識點一 熱化學方程式
(5)可逆反應的ΔH 是指物質完全反應時的熱效應
2NH3(g) N2(g)+3H2(g) ΔH = + 92.4kJ/mol
注意可逆反應的ΔH 和實際吸收或放出熱量的區別∶
不論化學反應是否可逆，熱化學方程式中的反應熱ΔH 都表示反應進行到底時的能量變化。
已知：N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)　ΔH＝－92 kJ·mol－1，則將1 mol N2(g)和3 mol H2(g)置于密閉容器中，一定條件下充分反應，放出的熱量_____(填“大于”“小于”或“等于”)92 kJ，理由是______________________________。
小于
該反應是可逆反應，不能進行完全
知識點一 熱化學方程式
(2)3.2 g CH4完全燃燒生成CO2(g)和H2O(l)時放出178 kJ的熱量，其熱化學方程式為CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH＝－890 kJ ___________________________。
判斷下列熱化學方程式的正誤，錯誤的指明原因。
(1)2NO2===O2＋2NO　ΔH＝＋116.2 kJ·mol－1 _________________。
物質未標明聚集狀態
數值正確，單位應為kJ·mol－1
×
×
√
×
該反應吸熱，ΔH應為“＋”值
應用體驗1
知識點一 熱化學方程式
應用體驗2
寫出下列反應的熱化學方程式
1．1 mol N2(g)與適量O2(g)充分反應生成NO2(g)，吸收68 kJ熱量。

N2(g) + 2O2(g) = 2NO2 (g) H = + 68 kJ/mol
Cu(s)+1/2O2(g)= CuO(s) ΔH=－157kJ/mol
知識點一 熱化學方程式
2．1 mol Cu(s)與適量O2(g)充分反應生成CuO(s)，放出157 kJ的熱量。
根據所給信息，書寫對應的熱化學方程式。
(1)11.2 L(標準狀況)H2在足量Cl2中燃燒生成HCl氣體，放出91.5 kJ熱量：
H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g) 　ΔH＝－183 kJ·mol－1
C(s，石墨)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g)　ΔH＝＋131.3 kJ·mol－1
應用體驗3
知識點一 熱化學方程式
(2)已知1 mol C(s，石墨)與適量H2O(g)反應生成CO(g)和H2(g)，吸收131.3 kJ熱量:
(3)1.7 g NH3(g)發生催化氧化反應生成氣態產物，放出22.67 kJ熱量：
概念：101 kPa，1mol 純物質完全燃燒生成指定產物時所放出的熱量，
單位 kJ·mol－1，ΔH<0
25 ℃、101 kPa時，1 mol CH4完全燃燒生成CO2氣體和液態H2O時放出890.3 kJ的熱量
25 ℃、101 kPa時甲烷的燃燒熱為890.3 kJ·mol－1，表示的意義：
ΔH = - 890.3kJ/mol
知識點二 燃燒熱
2.燃燒熱的熱化學方程式
典例1：H2(g)、C(s) 和CH4(g)的燃燒熱分別為285.8 kJ/mol 、393.5 kJ/mol和890.3 kJ/mol，請寫出其燃燒熱的熱化學方程式。
C(s) + O2(g) === CO2(g) ΔH= －393.5 kJ/mol
CH4(g) + 2O2(g) === CO2(g) +2H2O(l) ΔH= －890.3 kJ/mol
以燃燒1 mol可燃物為標準來配平其余物質的化學計量數，同時可燃物要完全燃燒且生成指定產物。
知識點二 燃燒熱
典例2：在101kPa下，汽油的成分之一辛烷(C8H18)燃燒的熱化學方程式為
2C8H18(l)＋25O2(g)===16CO2(g)＋18H2O(l)　ΔH＝－11 036 kJ·mol－1。
則表示辛烷燃燒熱的熱化學方程式為 。
(1)燃燒熱的熱化學方程式中可燃物的化學計量數必須為1；
(2)完全燃燒，生成指定產物；
(3)燃燒熱熱化學方程是唯一的。
知識點二 燃燒熱
知識點二 燃燒熱
A
3. 燃燒熱的計算
Q放
n(可燃物)
-
ΔH（燃燒熱） =
Q放＝n(可燃物)×| ΔH（燃燒熱） |
典例4：已知1 g C燃燒生成CO產生9.21 kJ熱量，生成CO2產生32.79 kJ的熱量。則碳的燃燒熱ΔH是(　　)
A．32.79 kJ B．393.5 kJ
C．－110.5 kJ/mol D．－393.5 kJ/mol
D
知識點二 燃燒熱
典例5：已知 ①CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) ΔH= -Q1kJ/mol
②2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) ΔH= -Q2kJ/mol
③2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) ΔH= -Q3kJ/mol
常溫下，取體積比為4:1的甲烷和氫氣的混合氣體11.2L(已折合成標準狀況)，經完全燃燒后恢復至常溫，則放出的熱量為 kJ。
0.4Q1+0.05Q3
知識點二 燃燒熱
熱化學
方程式
書寫
正誤判斷
燃燒熱
概念
注意問題
一種特定的反應熱
表示
【課 堂 小 結】
1.下列有關熱化學方程式的描述正確的是
A.熱化學方程式前面的化學計量數既表示分子數也表示物質的量
B.已知C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1，C(s)＋ O2(g)===CO(g)　ΔH2，則 ΔH1<ΔH2
C.已知：H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)　ΔH＝－57.3kJ·mol－1，則H2SO4(aq)＋Ba(OH)2(aq) ===BaSO4(s)＋2H2O(l)　ΔH＝－114.6 kJ·mol－1
D.H2的燃燒熱為285.8 kJ·mol－1，則H2O分解的熱化學方程式為
2H2O(l) ===2H2(g)＋O2(g)　ΔH＝＋285.8 kJ·mol－1
√
形成BaSO4沉淀還會放出熱量
數值應為285.8 kJ·mol－1×2
隨 堂 訓 練
4.氫氣(H2)、一氧化碳(CO)、辛烷(C8H18)、甲烷(CH4)燃燒的熱化學方程式分別為
H2(g)＋ O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1
CO(g)＋ O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－282.9 kJ·mol－1
C8H18(l)＋ O2(g)===8CO2(g)＋9H2O(l)　ΔH＝－5 518 kJ·mol－1
CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH＝－890.3 kJ·mol－1
相同質量的H2、CO、C8H18、CH4完全燃燒時，放出熱量最多的是（ ）
A.H2(g) B.CO(g) C.C8H18(l) D.CH4(g)
A
隨 堂 訓 練
4．聯氨可用作火箭燃料，回答下列問題：
(1)在發射“神舟”七號的火箭推進器中裝有肼(N2H4)和過氧化氫，當兩者混合時即產生氣體，并放出大量的熱。已知：N2H4(l)＋2H2O2(l)=N2(g)＋4H2O(g)　ΔH＝－641.6 kJ·mol－1；H2O(l)=H2O(g)　ΔH＝＋44.0 kJ·mol－1，若用6.4 g液態肼與足量過氧化氫反應生成氮氣和液態水，則整個過程中放出的熱量為 。
(2)“嫦娥二號”衛星使用液態四氧化二氮和液態偏二甲肼(C2H8N2)作推進劑。N2O4與偏二甲肼燃燒產物只有CO2(g)、H2O(g)、N2(g)，并放出大量熱，已知10.0 g液態偏二甲肼與液態四氧化二氮完全燃燒可放出425 kJ熱量，該反應的熱化學方程式為_________________________
__________________________________________。
163.52 kJ
C2H8N2(l)＋2N2O4(l)===2CO2(g)
隨 堂 訓 練
＋4H2O(g)＋3N2(g)　ΔH＝－2 550.0 kJ·mol－1(共24張PPT)
　反應熱、焓變
習
學
目
標
1.了解反應熱的概念。
2.能解釋中和反應反應熱的測定原理，能根據實驗中測定并記錄的數據計算反應熱。
3.能從宏觀和微觀兩個角度建構模型，并解釋反應熱產生的原因。
自熱食品，是指不依賴電、火等方式加熱，而用自帶發熱包加熱的預包裝食品。 如自熱米飯，自熱火鍋等。使用時，只需將特制的發熱包放在食盒底部，再加入一杯涼水，即可制作出熱氣騰騰食物。
你知道其中的原理嗎？請寫出方程式。
情 境 導 入
（1）體系與環境
被研究的物質系統
與體系相互影響的其他部分
體系：
環境：
例如：研究物質在水溶液中的反應，溶液就是體系，而盛放溶液的燒杯以及溶液之外的空氣等便是環境。
體系
敞開體系
密封體系
隔離體系
與環境既有能量交換，也有物質交換。
與環境只有能量交換，沒有物質交換。
與環境既沒有能量交換，也沒有物質交換。
(以鹽酸與NaOH溶液的反應為例)
環境
體系
體系與環境示意圖
環境——如盛溶液的試管和溶液之外的空氣等。
體系——試管中的鹽酸、NaOH溶液及發生的反應等看作一個反應體系，又稱系統。
知識點一 反應熱的概念
②反應熱：在等溫條件下，化學反應體系向環境釋放或從環境吸收的熱量，稱為化學反應的熱效應，簡稱反應熱。
（2）體系與環境的熱量交換——反應熱
①熱量：因溫度不同而在體系與環境之間交換或傳遞的能量。
量熱計
如何測定反應放出的熱量？
知識點一 反應熱的概念
1.實驗用品
簡易量熱計示意圖
儀器：燒杯、量筒、溫度計、玻璃攪拌器、蓋板、泡沫
試劑：
0.5mol/L鹽酸、0.55mol/L NaOH
知識點二 中和反應熱的測定
2.實驗步驟
a.用量筒量取50 mL 0.5mol/L鹽酸，打開杯蓋，倒入量熱計的內筒，用溫度計測量鹽酸的溫度。用水沖洗干凈溫度計上的酸。
(1)反應物溫度的測量
b.用另一個量筒量取50 mL 0.55mol/L NaOH溶液，用溫度計測量其溫度。
防止殘留的酸與堿反應，
導致測量的t2 數據不準。
NaOH稍過量，確保鹽酸完全反應
知識點二 中和反應熱的測定
(2)反應后體系溫度的測量
打開杯蓋，將量筒中的NaOH溶液迅速倒入量熱計的內筒，立即蓋上杯蓋，插入溫度計，用玻璃攪拌器勻速攪拌。密切關注溫度變化，將最高溫度記為反應后體系的溫度（t2）。
減少熱量散失
2.實驗步驟
知識點二 中和反應熱的測定
3.數據處理（學生完成實驗，記錄數據并完成 H 求算）
實驗
次數
反應物的溫度/℃
鹽酸
NaOH溶液
反應前體系的溫度t1/℃
反應后體系的溫度t2/℃
溫度差
（t2 - t1) /℃
取三次溫度差的平均值作為計算依據：
1
2
3
Q = ( m1+m2 ) × c ×（ t2 - t1 ）
H = Q / n(H2O)
知識點二 中和反應熱的測定
4.數據分析
實驗測得的數據為 ，而資料上的數據為57.3kJ，根據實驗原理和操作過程，試分析數據差異的原因。
5.誤差分析
交流討論：實驗過程中有哪些因素會造成實驗誤差？
①裝置本身缺陷：
②實驗操作：
③數據處理：
如實驗時間過長，造成熱量損失
裝置保溫性能差，熱量散失較多
酸堿溶液的比熱容和密度均大于水
采用近似值計算，
知識點二 中和反應熱的測定
知識點三 焓與焓變
知識點三 焓與焓變
放熱反應
吸熱反應
當體系吸熱時其焓增大，
ΔH 為 ，即ΔH____。
當體系放熱時其焓減小，ΔH 為______，即ΔH____。
負值
＜0
正值
＞0
知識點三 焓與焓變
舊化學鍵的斷裂 和 新化學鍵的形成。
吸收能量
放出
能量
在相同條件下，由原子形成1 mol化學鍵時所
與斷開1 mol相同化學鍵所 是相等的。
放出的能量
吸收的能量
知識點三 焓與焓變
436 kJ/mol
243 kJ/mol
H（kJ/mol）
反應歷程
H2 +Cl2
2H+2Cl
2HCl
-183 kJ/mol
2×(431 kJ)
=862 kJ/mol
以 H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g) 為例，從微觀角度理解焓變的實質
Q吸收=436+243=679 kJ/mol
反應熱 △H=679-862= -183 kJ/mol
Q放出=431×2=862 kJ/mol
知識點三 焓與焓變
或，ΔH = E吸收－E放出
宏觀
微觀
即，ΔH = E生成物－E反應物
ⅰ.ΔH=生成物的總能量－反應物的總能量
ⅱ.ΔH=反應物鍵能總和－生成物鍵能總和
生成物
反應物
生成物
反應物
知識點三 焓與焓變
反應熱
反應熱
中和反應的反應熱
焓變 H
等溫下，化學反應釋放或吸收的熱量
強酸、強堿；
稀溶液；
生成1mol水
等壓條件下的反應熱
放熱反應ΔH＜0；吸熱反應ΔH＞0
ΔH = E吸收－E放出
宏觀
微觀
ΔH = E生成物－E反應物
(ΔH=反應物鍵能總和－生成物鍵能總和)
【課 堂 小 結】
1．下列關于化學反應與能量變化的說法正確的是(　　)
A．放熱反應的發生無須任何條件
B．化學鍵的斷裂和形成與反應放熱和吸熱無關
C．化學反應過程都伴隨著能量的變化
D．硫酸與氫氧化鈉的反應是吸熱反應
【解析】放熱反應的發生可能需要條件，如加熱等，A項錯誤；化學鍵的斷裂和形成與反應放熱和吸熱有關，B項錯誤；化學反應過程都伴隨著能量的變化，C項正確；H2SO4與NaOH的反應是放熱反應，D項錯誤。
C
隨 堂 訓 練
2.下列圖象分別表示有關反應的反應過程與能量變化的關系。
據此判斷下列說法中正確的是(　 )
A．由圖1知，石墨轉變為金剛石是吸熱反應
B．由圖2知，S(g)+O2(g)=SO2(g) ΔH1， S(s)+O2(g)=SO2(g)ΔH2 ，則ΔH1＞ΔH2
C．由圖3知，白磷比紅磷穩定
D．由圖4知，CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g) ΔH＞0
C
隨 堂 訓 練
3.已知H—H鍵鍵能(斷裂時吸收或生成時釋放的能量)為 436 kJ/mol，H—N鍵鍵能為391 kJ/mol,根據：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)　ΔH=-92.4 kJ/mol。則N≡N鍵的鍵能是(　 　)
A.431 kJ/mol B.945.6 kJ/mol
C.649 kJ/mol D.896 kJ/mol
B
根據Δ H=反應物鍵能總和－生成物鍵能總和列式得
解析：
隨 堂 訓 練
4.化學反應A2(g)＋B2(g)=2AB(g)的能量變化如圖所示，下列敘述中正確的是(　　)
A．每生成2個AB分子吸收(a－b)kJ熱量
B．該反應熱ΔH＝＋(a－b)kJ·mol－1
C．該反應中反應物的總能量高于生成物的總能量
D．斷裂1 mol A—A和1 mol B—B鍵，放出a kJ能量
【解析】：每生成2 mol AB吸收(a－b)kJ熱量，A項錯誤，B項正確；由圖可知，反應物的總能量低于生成物的總能量，C項錯誤；斷裂1 mol A—A和1 mol B—B鍵，吸收a kJ能量，D項錯誤。
B
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5.某實驗小組用0.50 mol·L-1 NaOH溶液和0.50 mol·L-1硫酸溶液進行中和熱的測定。
Ⅰ.配制0.50 mol·L-1 NaOH溶液
(1)若實驗中大約要使用245 mLNaOH溶液,至少需要稱量NaOH固體　　___g。
(2)從上圖中選擇稱量NaOH固體所需要的儀器是(填字母):　　　。
5.0
a b e
0.25L× 0.50 mol·L-1 ×40 g/mol==5.0g
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Ⅱ.測定稀硫酸和稀氫氧化鈉中和熱的實驗裝置如右圖所示。
取50 mL NaOH溶液和30 mL硫酸溶液進行實驗,實驗數據如下表。
①請填寫下表中的空白:
溫度
實驗次數　 起始溫度t1/℃ 終止溫度t2/℃ 溫度差
平均值[
(t2-t1)/℃
H2SO4 NaOH 平均值
1 26.2 26.0 26.1 30.1
2 27.0 27.4 27.2 31.1
3 25.9 25.9 25.9 31.8
4 26.4 26.2 26.3 30.4
②近似認為0.50 mol·L-1 NaOH溶液和0.50 mol·L-1硫酸溶液的密度都是1 g·cm-3,中和后生成溶液的比熱容c=4.18 J·(g·℃)-1。則中和熱ΔH=___________(取小數點后一位)。
4.0
3.9
5.9
4.1
-53.5KJ/mol
若有數據偏差太大，
應舍棄該數據
ΔH=-
80×0.00418(t2—t1)KJ
0.025mol
= -53.5KJ/mol
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Ⅱ.測定稀硫酸和稀氫氧化鈉中和熱的實驗裝置如右圖所示。
取50 mL NaOH溶液和30 mL硫酸溶液進行實驗,實驗數據如下表。
③上述實驗數值(53.5KJ/mol)結果與57.3 kJ·mol-1有偏差,產生偏差的原因可能是(填字母)　　　　。
a.實驗裝置保溫、隔熱效果差
b.量取NaOH溶液的體積時仰視讀數
c.分多次把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小燒杯中
d.用溫度計測定NaOH溶液起始溫度后直接測定H2SO4溶液的溫度
a c d
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