1.1反应热 课件(共34张PPT)2023-2024学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1
文档属性
| 名称 | 1.1反应热 课件(共34张PPT)2023-2024学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1 |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 3.5MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-09-25 10:51:38 | ||
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文档简介
(共34张PPT)
第一节 反应热
第一章 化学反应的热效应
一、反应热 焓变
环境：与体系相互影响的其他部分
体系：被研究的对象
以盐酸与NaOH溶液反应为例
物质交换
热量交换
热量：因温度不同而在体系与环境之间
交换或传递能量
1、体系和环境
试管、空气等
盐酸、 NaOH溶液、发生的反应
2、反应热
(1)定义：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或者从环境吸收的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热。
等温条件：反应前后体系温度相等
①敞开系统：系统与环境间即有物质交换，又有 能量交换
②封闭系统：系统与环境间没有物质交换，只有能量交换
③孤立系统：系统与环境间无物质和能量的交换
中和热：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1mol 液态水和可溶性盐时所释放的热量。
(2)反应热的测定方法
【探究】中和反应反应热的测定
测量原理：
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。
Q：中和反应放出的热量
m：体系的质量
C：体系的比热容
Δt：反应前后体系温度的差值
Q ＝ c · m ·Δt
测量仪器：
简易量热计
减少热量散失，降低实验误差。
使反应物迅速混合并充分反应，保持体系的温度均匀。
(以盐酸和NaOH溶液反应为例)
测量步骤：
(1)反应物温度的测量。
①用量筒量取50 mL 0.50 mol/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用另一个量筒量取50 mL0.55 mol/LNaOH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筒中，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(1)至步骤(2)两次。
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。
实验次数 反应物的温度/℃ 反应前体系的温度 反应后体系的温度 温度差
盐酸 NaOH溶液 t1/℃ t2/℃ (t2－t1)/℃
1
2
3
t2 - t1若异常要舍去
(2)取三次温度差的平均值作为计算依据。
(3)根据温度差和比热容计算反应热。
为了计算简便，可以近似的认为实验所用酸、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：①50mL 盐酸的质量m1=50g, 50mL NaOH溶液质量m2＝50g；②反应后生成的溶液的比热容c＝4.18 J/(g .℃)，50 mL 0.50 mol/L盐酸与 50 mL 0.55 mol/LNaOH溶液发生中和反应时放出的热量为：(m1+m2)·c·(t2-t1)=_______________。
0.418(t2-t1) kJ
③生成1mol水时放出的热量为 。
0.418(t2 - t1)
0.025
kJ
HCl(aq) + NaOH (aq) ＝ H2O(l) + NaCl (aq)
1 1 1 Q1
0.025mol 0.025mol 0.025mol Q = 0.418(t2-t1) kJ
（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。
问题和讨论：
（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。
【思考与交流】
1、 能否用浓硫酸代替盐酸？对结果会产生什么影响？
不能。浓硫酸溶解于水时放热，所测数值会偏大。
2、 实验中是否可以更换温度计？
不能，会存在仪器误差。
3、能否测完酸后直接测量碱的温度？那如何操作？
不能，残留的酸与碱反应，造成酸碱消耗，热量损失。测定一种溶液后必须用水冲洗干净并用滤纸擦干再测别的溶液。
4、 能否将NaOH分多次倒入热量计中？
不能，操作时动作要快，尽量减少热量的散失。
5、 为什么NaOH的浓度稍稍比酸大？
为了保证盐酸完全被中和
6、 玻璃搅拌棒能否用金属搅拌棒代替？
不能。原因是金属质搅拌器易导热，造成热量损失。
(1)测量盐酸的温度后，要将温度计上的酸冲洗干净后，再测量NaOH溶液的温度，避免酸、碱在温度计的表面反应放热而影响测量结果
(2)实验中要用强酸、强碱的稀溶液(0.1～0.5 mol·L－1)
(3)测定中和热不能用弱酸或弱碱，因弱酸、弱碱电离时吸收热量而使测量数值偏低
(4)中和热的数值是57.3 kJ·mol－1，测定时与强酸、强碱的用量无关
(5)加过量碱液使酸完全反应，碱过量对中和热测定没有影响
(6)数据处理时，相差较大的数据可能是偶然误差引起的，应舍去
归纳：中和热测定实验中应注意的事项
（1）内能：体系内物质的各种能量的总和
（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。
①数学表达式：△H= H（生成物）- H（反应物）。
②常用单位：kJ/mol（或kJ·mol-1）。
3、反应热与焓变
受温度、压强和物质的凝聚状态等影响
（4）焓、焓变与放热反应、吸热反应的关系
放热反应
反应体系对环境放热，其焓减小
△H为“-”，即△H<0，
吸热反应
反应体系从环境吸热，其焓增加
△H为“+”，即△H>0，
【例1】在25℃和101 kPa下，1 molH2与1 mol Cl2反应生成2 mol HCl时放出184.6 kJ的热量，则该反应的反应热为:
ΔH= － 184.6 kJ/mol
【例2】在25 ℃和101 kPa下，1 mol C(如无特别说明，C均指石墨)与1 mol H2O(g)反应，生成1 mol CO和1 mol H2,需要吸收131.5 kJ的热量，则该反应的反应热为:
ΔH= +131.5 kJ/mol
【注意】ΔH右端的+或-不可省略，单位kJ/mol必须标出。
(5)焓变的表示方法
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。
△H=生成物的总能量-反应物的总能量
(6)化学反应过程中能量变化的原因
能量
反应进程
生成物
反应物
E放
E吸
能量
反应进程
反应物
生成物
E吸
E放
放热反应 ΔH<0
吸热反应 ΔH>0
H＝反应物的总键能(E吸) - 生成物的总键能(E放)
微观角度
以1 mol H2(g)和1 mol Cl2(g)在在25℃和101kPa下反应生成2mol HCl(g)的能量变化为例。
求H2(g)＋Cl2(g)＝2HCl(g)反应的反应热？
断键吸收能量：
436 KJ + 243 kJ = 679 kJ
成键放出能量：
431 kJ + 431 kJ = 862 kJ
ΔH = -183 kJ/mol
H＝反应物的总键能(E吸) - 生成物的总键能(E放)
（7） △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。
【知识回顾】
【思考】对于一个化学反应，用什么方法可以既能表示其物质变化又能表示其能量变化呢？
1、定义：表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式。
该反应表示1mol H2(g)和1mol Cl2(g)反应生成了2molHCl(g)时，放出热量184.6kJ。
2、意义：不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了能量变化。
【例如】H2 (g) + Cl2 (g) = 2HCl(g) ΔH= -184.6 kJ/mol
物质变化
能量变化
【思考】如何书写热化学反应方程式呢？
能表示实际参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。
二、热化学方程式
3、热化学方程式的书写方法
(1)写出配平的化学方程式
注意：热化学方程式中的化学计量数只表示其物质的量，可以是整数或分数。
(2)注明反应的温度和压强
注意：25℃、101 kPa(即常温常压) ，可以不注明，不写点燃、加热、高温、催化剂等引发条件。
H2(g) + I2 (g) ===== 2HI(g) ΔH= -14.9 kJ/mol
200℃
101kPa
H2(g) + Cl2(g) == 2HCl(g) ΔH= -184.6 kJ/mol
(3)注明物质的状态
气体(g)，液体(l)，固体(s)，溶液(aq)。
注意：不标↑、↓；同素异形体要注明名称，如C(金刚石，s)。
H2(g) + O2(g) == H2O(g) △H=－241.8kJ/mol
1
2
H2(g) + O2(g) == H2O(l) △H=－285.8kJ/mol
1
2
同一物质的焓(能量)：
g > l > s
1g冰
1g液态水
1g水蒸气
焓(H)增大
熔化
蒸发
H2O(g) = H2O(l) △H=－44kJ/mol
(4)ΔH放方程式右边，注明“+ 、－”、数值、单位：kJ·mol－1。
注意：①化学计量数必须与ΔH相对应，化学计量数扩大或缩小，那么ΔH的数值也同时扩大或缩小相同的倍数。
H2(g) + O2(g) == H2O(g) △H=－241.8kJ/mol
1
2
2H2(g) + O2(g) == 2H2O(g) △H=－483.6kJ/mol
注意：②对于可逆反应，正逆反应的ΔH数值相等，符号相反。
2SO2(g) ＋O2(g) 2SO3(g) △H= -197kJ/mol
2SO3(g) 2SO2(g) ＋O2(g) △H= +197kJ/mol
【思考】怎样理解可逆反应的反应热？
无论化学反应是否可逆，热化学方程式中的反应热ΔH都表示反应进行到底时的能量变化，因此计算可逆反应的反应热时，要注意其不能进行到底。
若在相同的温度和压强下，向某容器中加入2 mol SO2(g)和1 mol O2(g)，反应达到平衡时放出的能量为Q，因反应不能完全转化为SO3(g)，故Q<196.64 kJ。
【例如】2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g) ΔH= 196.64 kJ mol 1
表示在25 ℃、101 kPa下，2 mol SO2(g)和1 mol O2(g)完全转化为2 mol SO3(g)时放出196.64 kJ的热量。
1/2H2(g)＋1/2Cl2(g)＝HCl(g) H＝－92.3kJ/mol
0.5 mol H2 (g)和 0.5 mol Cl2 (g)反应生成1 mol HCl(g)表示“每摩尔反应”，“每摩尔反应”放出92.3kJ的热量
“五查”法判断热化学方程式正误
①看方程式是否配平；
②看各物质的聚集状态是否正确；
③看ΔH 变化的“＋”、“－”是否正确；
④看反应热的单位是否为 kJ·mol－1；
⑤看反应热的数值与化学计量数是否相对应。
小结：一方程、二状态、三焓变（正负号、数值、单位）
1、书写下列反应的热化学方程式
①1molC(固态)与适量H2O(气态) 反应，生成CO(气态)和H2(气态)，吸收131.3kJ的热量；
②2molCu(s)与适量O2(g)反应生成CuO(s)，放出314kJ热量；
③常温下28 g CO完全燃烧，放出283kJ的热量。
2Cu(s) + O2(g) == 2CuO (s) △H=－314kJ/mol
C(s) + H2O(g) == CO(g) + H2(g) ΔH = +131.3kJ/mol
CO(g) + O2(g) == CO2(g) H＝ 283 kJ/mol
1
2
2CO(g) + O2(g) == 2CO2(g) H＝ 566 kJ/mol
2、判断热化学方程式是否正确，正确的打√，错误的打×。
(1)4NH3 + 5O2 === 4NO + 6H2O △H = – 906.8 kJ/mol ( )
催化剂
△
(2)H2(g) + Cl2(g) == 2HCl(g) △H = – 183 kJ ( )
(3)已知强酸与强碱稀溶液发生中和反应生成1mol H2O放热57.3 kJ，则2KOH(aq) + H2SO4(aq) = K2SO4(aq) + 2H2O(l) △H = – 57.3 kJ/mol ( )
(4)500℃、101kpPa下，将2 mol SO2(g)与1 mol O2(g)置于密闭容器中充分反应生成SO3(g)放热 a kJ，则
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) △H = – a kJ/mol ( )
没标物质状态、不用写反应条件
×
△H 单位为kJ/mol
×
化学计量数与△H 不成正比
×
热化学方程式中的ΔH都表示反应进行到底时的能量变化
×
由于反应的情况不同，反应热可分为燃烧热、中和热等，其中以燃烧热的实际应用最广泛。
【思考】我们知道物质燃烧都会放出热量，那么不同物质燃烧放出的热量一样吗？是不是物质燃烧所放出的热量就叫燃烧热呢？
1、概念：在25℃ 、101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定的产物时所放出的热量。
要点：
(1)反应条件：25℃ 、101 kPa；
(2)纯物质即纯净物，可以是单质，也可以是化合物；
(3)可燃物的用量：1 mol
(4) 完全燃烧时，不同元素对应的指定产物：
C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)，N→N2(g)等。
2、表述方法：燃烧热是反应热的一种，文字叙述燃烧热时用正值，用ΔH表示时，要加“—”。
【例如】CH4的燃烧热为890.3 kJ·mol-1或CH4的燃烧热 ΔH=－890.3 kJ·mol-1。
三、燃烧热
3、燃烧热的计算
【思考】燃烧热和中和热都是反应热的一种，他们之间有什么区别与联系 ？
燃烧热 中和热
定义
ΔH 标准
表述 方法
在101 kPa 时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。
在稀溶液中，酸和碱发生中和反应生成1mol H2O时放出的热量。
放热反应，ΔH<0 , 单位 kJ/mol
1 mol可燃物
1 mol产物水
燃烧热为a kJ·mol-1或
ΔH＝-a kJ·mol-1
中和热为57.3 kJ·mol-1或ΔH＝-57.3 kJ·mol-1
注意：写燃烧热的热化学方程式时，可燃物前面的系数为1；写中和热的热化学方程式时，产物水前面的系数为1 。
1、下列热化学方程式中能表示可燃物燃烧热的是( )
A. CO(g)＋1/2O2(g) = CO2(g) ΔH＝-283 kJ·mol-1
B. CH4(g)＋2O2(g) = CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝-802.3 kJ·mol-1
C. 2H2(g)＋O2(g) = 2H2O(l) ΔH＝-571.6 kJ·mol-1
D. 2H2(g)＋O2(g) = 2H2O(g) ΔH＝-484.0 kJ·mol-1
A
2、下列说法正确的是( )
A. 1molH2完全燃烧生成H2O(g)放出的热量叫H2的燃烧热
B. 25℃、101kPa时，1molS和2molS的燃烧热相等
C. 已知S(s) + O2(g) = SO3(g) H = -269.8kJ/mol，表示硫生
成SO3的反应热为269.8kJ/mol
D. 25℃、101kPa时，碳的燃烧热为-393.5kJ/mol
B
3、已知1.6g的CH4(g)完全燃烧生成CO2(g)和H2O(l)时放出89.031kJ的热量，则CH4的燃烧热为 ( )
A. 89.031kJ/ mol B. 89.031kJ C. 890.31kJ/ mol D. 890.31kJ
C
4、已知H2的燃烧热为 285.8 kJ /mol，则8g的H2完全燃烧生成H2O(l)时放出的热量是( )
A. 285.8 kJ B. 571.6kJ C. 857.4kJ D. 1143.2 kJ
D
5、已知2C8H18(l) + 25O2(g) == 16CO2(g) + 18H2O(l)
ΔH=－11036KJ/mol；请写出C8H18(l)燃烧热的热化学方程式。
C8H18(l) + O2(g) == 8CO2(g) + 9H2O(l)
25
2
△H= -5518KJ/mol
第一节 反应热
第一章 化学反应的热效应
一、反应热 焓变
环境：与体系相互影响的其他部分
体系：被研究的对象
以盐酸与NaOH溶液反应为例
物质交换
热量交换
热量：因温度不同而在体系与环境之间
交换或传递能量
1、体系和环境
试管、空气等
盐酸、 NaOH溶液、发生的反应
2、反应热
(1)定义：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或者从环境吸收的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热。
等温条件：反应前后体系温度相等
①敞开系统：系统与环境间即有物质交换，又有 能量交换
②封闭系统：系统与环境间没有物质交换，只有能量交换
③孤立系统：系统与环境间无物质和能量的交换
中和热：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1mol 液态水和可溶性盐时所释放的热量。
(2)反应热的测定方法
【探究】中和反应反应热的测定
测量原理：
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。
Q：中和反应放出的热量
m：体系的质量
C：体系的比热容
Δt：反应前后体系温度的差值
Q ＝ c · m ·Δt
测量仪器：
简易量热计
减少热量散失，降低实验误差。
使反应物迅速混合并充分反应，保持体系的温度均匀。
(以盐酸和NaOH溶液反应为例)
测量步骤：
(1)反应物温度的测量。
①用量筒量取50 mL 0.50 mol/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用另一个量筒量取50 mL0.55 mol/LNaOH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筒中，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(1)至步骤(2)两次。
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。
实验次数 反应物的温度/℃ 反应前体系的温度 反应后体系的温度 温度差
盐酸 NaOH溶液 t1/℃ t2/℃ (t2－t1)/℃
1
2
3
t2 - t1若异常要舍去
(2)取三次温度差的平均值作为计算依据。
(3)根据温度差和比热容计算反应热。
为了计算简便，可以近似的认为实验所用酸、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：①50mL 盐酸的质量m1=50g, 50mL NaOH溶液质量m2＝50g；②反应后生成的溶液的比热容c＝4.18 J/(g .℃)，50 mL 0.50 mol/L盐酸与 50 mL 0.55 mol/LNaOH溶液发生中和反应时放出的热量为：(m1+m2)·c·(t2-t1)=_______________。
0.418(t2-t1) kJ
③生成1mol水时放出的热量为 。
0.418(t2 - t1)
0.025
kJ
HCl(aq) + NaOH (aq) ＝ H2O(l) + NaCl (aq)
1 1 1 Q1
0.025mol 0.025mol 0.025mol Q = 0.418(t2-t1) kJ
（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。
问题和讨论：
（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。
【思考与交流】
1、 能否用浓硫酸代替盐酸？对结果会产生什么影响？
不能。浓硫酸溶解于水时放热，所测数值会偏大。
2、 实验中是否可以更换温度计？
不能，会存在仪器误差。
3、能否测完酸后直接测量碱的温度？那如何操作？
不能，残留的酸与碱反应，造成酸碱消耗，热量损失。测定一种溶液后必须用水冲洗干净并用滤纸擦干再测别的溶液。
4、 能否将NaOH分多次倒入热量计中？
不能，操作时动作要快，尽量减少热量的散失。
5、 为什么NaOH的浓度稍稍比酸大？
为了保证盐酸完全被中和
6、 玻璃搅拌棒能否用金属搅拌棒代替？
不能。原因是金属质搅拌器易导热，造成热量损失。
(1)测量盐酸的温度后，要将温度计上的酸冲洗干净后，再测量NaOH溶液的温度，避免酸、碱在温度计的表面反应放热而影响测量结果
(2)实验中要用强酸、强碱的稀溶液(0.1～0.5 mol·L－1)
(3)测定中和热不能用弱酸或弱碱，因弱酸、弱碱电离时吸收热量而使测量数值偏低
(4)中和热的数值是57.3 kJ·mol－1，测定时与强酸、强碱的用量无关
(5)加过量碱液使酸完全反应，碱过量对中和热测定没有影响
(6)数据处理时，相差较大的数据可能是偶然误差引起的，应舍去
归纳：中和热测定实验中应注意的事项
（1）内能：体系内物质的各种能量的总和
（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。
①数学表达式：△H= H（生成物）- H（反应物）。
②常用单位：kJ/mol（或kJ·mol-1）。
3、反应热与焓变
受温度、压强和物质的凝聚状态等影响
（4）焓、焓变与放热反应、吸热反应的关系
放热反应
反应体系对环境放热，其焓减小
△H为“-”，即△H<0，
吸热反应
反应体系从环境吸热，其焓增加
△H为“+”，即△H>0，
【例1】在25℃和101 kPa下，1 molH2与1 mol Cl2反应生成2 mol HCl时放出184.6 kJ的热量，则该反应的反应热为:
ΔH= － 184.6 kJ/mol
【例2】在25 ℃和101 kPa下，1 mol C(如无特别说明，C均指石墨)与1 mol H2O(g)反应，生成1 mol CO和1 mol H2,需要吸收131.5 kJ的热量，则该反应的反应热为:
ΔH= +131.5 kJ/mol
【注意】ΔH右端的+或-不可省略，单位kJ/mol必须标出。
(5)焓变的表示方法
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。
△H=生成物的总能量-反应物的总能量
(6)化学反应过程中能量变化的原因
能量
反应进程
生成物
反应物
E放
E吸
能量
反应进程
反应物
生成物
E吸
E放
放热反应 ΔH<0
吸热反应 ΔH>0
H＝反应物的总键能(E吸) - 生成物的总键能(E放)
微观角度
以1 mol H2(g)和1 mol Cl2(g)在在25℃和101kPa下反应生成2mol HCl(g)的能量变化为例。
求H2(g)＋Cl2(g)＝2HCl(g)反应的反应热？
断键吸收能量：
436 KJ + 243 kJ = 679 kJ
成键放出能量：
431 kJ + 431 kJ = 862 kJ
ΔH = -183 kJ/mol
H＝反应物的总键能(E吸) - 生成物的总键能(E放)
（7） △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。
【知识回顾】
【思考】对于一个化学反应，用什么方法可以既能表示其物质变化又能表示其能量变化呢？
1、定义：表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式。
该反应表示1mol H2(g)和1mol Cl2(g)反应生成了2molHCl(g)时，放出热量184.6kJ。
2、意义：不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了能量变化。
【例如】H2 (g) + Cl2 (g) = 2HCl(g) ΔH= -184.6 kJ/mol
物质变化
能量变化
【思考】如何书写热化学反应方程式呢？
能表示实际参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。
二、热化学方程式
3、热化学方程式的书写方法
(1)写出配平的化学方程式
注意：热化学方程式中的化学计量数只表示其物质的量，可以是整数或分数。
(2)注明反应的温度和压强
注意：25℃、101 kPa(即常温常压) ，可以不注明，不写点燃、加热、高温、催化剂等引发条件。
H2(g) + I2 (g) ===== 2HI(g) ΔH= -14.9 kJ/mol
200℃
101kPa
H2(g) + Cl2(g) == 2HCl(g) ΔH= -184.6 kJ/mol
(3)注明物质的状态
气体(g)，液体(l)，固体(s)，溶液(aq)。
注意：不标↑、↓；同素异形体要注明名称，如C(金刚石，s)。
H2(g) + O2(g) == H2O(g) △H=－241.8kJ/mol
1
2
H2(g) + O2(g) == H2O(l) △H=－285.8kJ/mol
1
2
同一物质的焓(能量)：
g > l > s
1g冰
1g液态水
1g水蒸气
焓(H)增大
熔化
蒸发
H2O(g) = H2O(l) △H=－44kJ/mol
(4)ΔH放方程式右边，注明“+ 、－”、数值、单位：kJ·mol－1。
注意：①化学计量数必须与ΔH相对应，化学计量数扩大或缩小，那么ΔH的数值也同时扩大或缩小相同的倍数。
H2(g) + O2(g) == H2O(g) △H=－241.8kJ/mol
1
2
2H2(g) + O2(g) == 2H2O(g) △H=－483.6kJ/mol
注意：②对于可逆反应，正逆反应的ΔH数值相等，符号相反。
2SO2(g) ＋O2(g) 2SO3(g) △H= -197kJ/mol
2SO3(g) 2SO2(g) ＋O2(g) △H= +197kJ/mol
【思考】怎样理解可逆反应的反应热？
无论化学反应是否可逆，热化学方程式中的反应热ΔH都表示反应进行到底时的能量变化，因此计算可逆反应的反应热时，要注意其不能进行到底。
若在相同的温度和压强下，向某容器中加入2 mol SO2(g)和1 mol O2(g)，反应达到平衡时放出的能量为Q，因反应不能完全转化为SO3(g)，故Q<196.64 kJ。
【例如】2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g) ΔH= 196.64 kJ mol 1
表示在25 ℃、101 kPa下，2 mol SO2(g)和1 mol O2(g)完全转化为2 mol SO3(g)时放出196.64 kJ的热量。
1/2H2(g)＋1/2Cl2(g)＝HCl(g) H＝－92.3kJ/mol
0.5 mol H2 (g)和 0.5 mol Cl2 (g)反应生成1 mol HCl(g)表示“每摩尔反应”，“每摩尔反应”放出92.3kJ的热量
“五查”法判断热化学方程式正误
①看方程式是否配平；
②看各物质的聚集状态是否正确；
③看ΔH 变化的“＋”、“－”是否正确；
④看反应热的单位是否为 kJ·mol－1；
⑤看反应热的数值与化学计量数是否相对应。
小结：一方程、二状态、三焓变（正负号、数值、单位）
1、书写下列反应的热化学方程式
①1molC(固态)与适量H2O(气态) 反应，生成CO(气态)和H2(气态)，吸收131.3kJ的热量；
②2molCu(s)与适量O2(g)反应生成CuO(s)，放出314kJ热量；
③常温下28 g CO完全燃烧，放出283kJ的热量。
2Cu(s) + O2(g) == 2CuO (s) △H=－314kJ/mol
C(s) + H2O(g) == CO(g) + H2(g) ΔH = +131.3kJ/mol
CO(g) + O2(g) == CO2(g) H＝ 283 kJ/mol
1
2
2CO(g) + O2(g) == 2CO2(g) H＝ 566 kJ/mol
2、判断热化学方程式是否正确，正确的打√，错误的打×。
(1)4NH3 + 5O2 === 4NO + 6H2O △H = – 906.8 kJ/mol ( )
催化剂
△
(2)H2(g) + Cl2(g) == 2HCl(g) △H = – 183 kJ ( )
(3)已知强酸与强碱稀溶液发生中和反应生成1mol H2O放热57.3 kJ，则2KOH(aq) + H2SO4(aq) = K2SO4(aq) + 2H2O(l) △H = – 57.3 kJ/mol ( )
(4)500℃、101kpPa下，将2 mol SO2(g)与1 mol O2(g)置于密闭容器中充分反应生成SO3(g)放热 a kJ，则
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) △H = – a kJ/mol ( )
没标物质状态、不用写反应条件
×
△H 单位为kJ/mol
×
化学计量数与△H 不成正比
×
热化学方程式中的ΔH都表示反应进行到底时的能量变化
×
由于反应的情况不同，反应热可分为燃烧热、中和热等，其中以燃烧热的实际应用最广泛。
【思考】我们知道物质燃烧都会放出热量，那么不同物质燃烧放出的热量一样吗？是不是物质燃烧所放出的热量就叫燃烧热呢？
1、概念：在25℃ 、101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定的产物时所放出的热量。
要点：
(1)反应条件：25℃ 、101 kPa；
(2)纯物质即纯净物，可以是单质，也可以是化合物；
(3)可燃物的用量：1 mol
(4) 完全燃烧时，不同元素对应的指定产物：
C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)，N→N2(g)等。
2、表述方法：燃烧热是反应热的一种，文字叙述燃烧热时用正值，用ΔH表示时，要加“—”。
【例如】CH4的燃烧热为890.3 kJ·mol-1或CH4的燃烧热 ΔH=－890.3 kJ·mol-1。
三、燃烧热
3、燃烧热的计算
【思考】燃烧热和中和热都是反应热的一种，他们之间有什么区别与联系 ？
燃烧热 中和热
定义
ΔH 标准
表述 方法
在101 kPa 时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。
在稀溶液中，酸和碱发生中和反应生成1mol H2O时放出的热量。
放热反应，ΔH<0 , 单位 kJ/mol
1 mol可燃物
1 mol产物水
燃烧热为a kJ·mol-1或
ΔH＝-a kJ·mol-1
中和热为57.3 kJ·mol-1或ΔH＝-57.3 kJ·mol-1
注意：写燃烧热的热化学方程式时，可燃物前面的系数为1；写中和热的热化学方程式时，产物水前面的系数为1 。
1、下列热化学方程式中能表示可燃物燃烧热的是( )
A. CO(g)＋1/2O2(g) = CO2(g) ΔH＝-283 kJ·mol-1
B. CH4(g)＋2O2(g) = CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝-802.3 kJ·mol-1
C. 2H2(g)＋O2(g) = 2H2O(l) ΔH＝-571.6 kJ·mol-1
D. 2H2(g)＋O2(g) = 2H2O(g) ΔH＝-484.0 kJ·mol-1
A
2、下列说法正确的是( )
A. 1molH2完全燃烧生成H2O(g)放出的热量叫H2的燃烧热
B. 25℃、101kPa时，1molS和2molS的燃烧热相等
C. 已知S(s) + O2(g) = SO3(g) H = -269.8kJ/mol，表示硫生
成SO3的反应热为269.8kJ/mol
D. 25℃、101kPa时，碳的燃烧热为-393.5kJ/mol
B
3、已知1.6g的CH4(g)完全燃烧生成CO2(g)和H2O(l)时放出89.031kJ的热量，则CH4的燃烧热为 ( )
A. 89.031kJ/ mol B. 89.031kJ C. 890.31kJ/ mol D. 890.31kJ
C
4、已知H2的燃烧热为 285.8 kJ /mol，则8g的H2完全燃烧生成H2O(l)时放出的热量是( )
A. 285.8 kJ B. 571.6kJ C. 857.4kJ D. 1143.2 kJ
D
5、已知2C8H18(l) + 25O2(g) == 16CO2(g) + 18H2O(l)
ΔH=－11036KJ/mol；请写出C8H18(l)燃烧热的热化学方程式。
C8H18(l) + O2(g) == 8CO2(g) + 9H2O(l)
25
2
△H= -5518KJ/mol