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第一章 化学反应与能量
章末复习课
知
识
网
络
构
建
专
题
总
结
对
练
焓变(ΔH)与键能变化的定量关系
盖斯定律的应用
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化学反应
厂放热反应△10,E应物>生质物反应物键能总和<生成物键能总和
吸热反应4H>0,F反应物生成物键能总和
定义在化学反应过程中放出或吸收的热量,用△表示,常用单位kJ·mol
燃烧热在25℃、101kPa时,1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量
分类
反应热
中和热在稀溶液中,酸与碱发生中和反应生成1m1H2O时的反应热
影响因素①发生反应的物质的量②物质的键能③物质的状态④反应条件
依据⑨①热化学方程式②盖斯定律③燃烧热数据
类型(①求反应热②求发生反应的反应物的物质的量
定义能表示参加反应的物质的物质的量和反应热的关系的化学方程式
热化学方程式
x1①注明状态②化学计量数可为整数也可为分数③注明温度,压强(25℃、
101kPa时,可不注明)④标出△Ⅰ的数值、符号和单位
用版反应热的计算
包括煤、石油、天然气
化石能源}缺点蕴藏量有限,不能再生,利用率低,污染环境
措施开源节流
能源
包括太阳能、氢能、地热能、风能、海洋能生物质能等
新能源
特点资源丰富,可以再生,没有污染
专
解析答案
专题2
思维建模
谢谢次赏
谢谢欣赏第1章
化学反应与能量
(教师用书独具)
焓变(ΔH)与键能变化的定量关系
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。在这个过程中，反应物分子中的化学键部分或全部遭到破坏，生成物分子中的新化学键形成了。在破坏旧化学键时，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。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。
1．化学键的键能是原子间形成1
mol化学键(或其逆过程)时释放(或吸收)的能量。以下是部分共价键键能的数据：H—S：364
kJ·mol－1，S—S：266
kJ·mol－1，S===O：522
kJ·mol－1，H—O：464
kJ·mol－1。
试根据这些数据计算下面这个反应的反应热：
2H2S(g)＋SO2(g)===3S(s)＋2H2O(l) ΔH＝－Q
kJ·mol－1，反应产物中的S实为S8，实际分子是一个8元环状分子(即)，则Q＝________。
[解析] 反应可以改成：
2H2S(g)＋SO2(g)===S8(s)＋2H2O(l)
根据公式：ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和＝4×364
kJ·mol－1＋2×522
kJ·mol－1－3×266
kJ·mol－1－4×464
kJ·mol－1＝－154
kJ·mol－1。
[答案] 154
2．已知：P4(g)＋6Cl2(g)===4PCl3(g) ΔH＝a
kJ·mol－1，P4(g)＋10Cl2(g)===4PCl5(g) ΔH＝b
kJ·mol－1，P4具有正四面体结构，PCl5中P—Cl键的键能为c
kJ·mol－1，PCl3中P—Cl键的键能为1.2c
kJ·mol－1。
下列叙述正确的是( )
A．P—P键的键能大于P—Cl键的键能
B．可求Cl2(g)＋PCl3(g)===PCl5(s)的反应热ΔH
C．Cl—Cl键的键能为(b－a＋5.6c)/4
kJ·mol－1
D．P—P键的键能为(5a－3b＋12c)/8
kJ·mol－1
C [A.根据Cl原子半径小于P原子半径，可判断P—P键键长大于P—Cl键键长，所以P—P键的键能小于P—Cl键的键能，故A错误。B.根据盖斯定律可得Cl2(g)＋PCl3(g)===PCl5(g) ΔH＝(b－a)/4
kJ·mol－1，但不知PCl5(g)转化为PCl5(s)时的热效应，故B错误。C.由B选项分析得出的热化学方程式可得：(b－a)/4＝x(Cl—Cl键的键能)＋3×1.2c－5c，x＝(b－a)/4＋1.4c，故C正确。D.由P4(g)＋6Cl2(g)===4PCl3(g) ΔH＝a
kJ·mol－1可知：a＝6y(P—P键的键能)＋6×－12×1.2c，得：y＝，D错误。]
盖斯定律的应用
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。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。
利用盖斯定律进行计算的一般步骤
将调整好的热化学方程式和ΔH进行加和
检查得出的热化学方程式是否正确
3．(1)已知：2N2O5(g)===2N2O4(g)＋O2(g) ΔH1＝
－4.4
kJ·mol－1
2NO2(g)===N2O4(g) ΔH2＝－55.3
kJ·mol－1
则反应N2O5(g)===2NO2(g)＋O2(g)的ΔH＝______
kJ·mol－1。
(2)SiHCl3在催化剂作用下发生反应：
2SiHCl3(g)===SiH2Cl2(g)＋SiCl4(g)
ΔH1＝48
kJ·mol－1
3SiH2Cl2(g)===SiH4(g)＋2SiHCl3(g)
ΔH2＝－30
kJ·mol－1
则反应4SiHCl3(g)===SiH4(g)＋3SiCl4(g)的ΔH为________
kJ·mol－1。
[解析] (1)将已知热化学方程式依次编号为a、b，根据盖斯定律，由×a－b得N2O5(g)===2NO2(g)＋O2(g) ΔH＝＝
kJ·mol－1＝＋53.1
kJ·mol－1。
(2)将已知热化学方程式依次编号为①、②，根据盖斯定律，由①×3＋②，可得：4SiHCl3(g)===SiH4(g)＋3SiCl4(g) ΔH＝3×48
kJ·mol－1－30
kJ·mol－1＝114
kJ·mol－1。
[答案] (1)＋53.1 (2)＋114
4．近年来，研究人员提出利用含硫物质热化学循环实现太阳能的转化与存储。过程如下：
反应Ⅰ：2H2SO4(l)===2SO2(g)＋2H2O(g)＋O2(g)
ΔH1＝＋551
kJ·mol－1
反应Ⅲ：S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH3＝－297
kJ·mol－1
反应Ⅱ的热化学方程式：_______________________________。
[解析] 由于反应Ⅱ是二氧化硫的歧化反应，且由题意可知其氧化产物和还原产物分别为H2SO4和S，根据得失电子守恒和元素守恒可写出反应Ⅱ的化学方程式为3SO2＋2H2O2H2SO4＋S↓。根据盖斯定律，反应Ⅰ与反应Ⅲ的热化学方程式相加得：2H2SO4(l)＋S(s)===3SO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝＋
254
kJ·mol－1，所以反应Ⅱ的热化学方程式为3SO2(g)＋2H2O(g)===2H2SO4(l)＋S(s) ΔH2＝－254
kJ·mol－1。
[答案] 3SO2(g)＋2H2O(g)===2H2SO4(l)＋S(s) ΔH2＝－254
kJ·mol－1
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第一章 化学反应与能量
第三节 化学反应热的计算
自
主
预
习
探
新
知
相同
ΔH1＋ΔH2
ΔH＋ΔH2
ΔH1－ΔH2
－411.01
kJ·mol－1
2.971×104
kJ
ΔH1－ΔH2
核
心
突
破
攻
重
难
盖斯定律的应用计算
反应热的其他五种计算方法
系
列
微
专
题
当
堂
达
标
提
素
养
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答案
重难点1
CO(g)+202(8)
△H2
△H2
C(s)+O2(g)
H
CO2(g
解析答案
重难点2
谢谢次赏
谢谢欣赏第三节 化学反应热的计算
目标与素养：1.理解盖斯定律的内容，了解其在科学研究中的意义。(变化观念与科学探究)2.能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。(证据推理与模型认识)
一、盖斯定律
1．盖斯定律
不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的(填“相同”或“不同”)。
2．从能量守恒角度理解
从S→L，ΔH1<0，体系放热；从L→S，ΔH2>0，体系吸热；根据能量守恒：ΔH1＋ΔH2＝0。
3．应用
(1)科学意义：有的反应进行得很慢，有些反应不直接发生，有些反应产品不纯，无法或较难通过实验测定这些反应的反应热，应用盖斯定律可间接地计算反应热。
(2)计算方法：如求C(s)＋O2(g)===CO(g)的反应热ΔH。
根据盖斯定律可得：ΔH1＝ΔH＋ΔH2，则：ΔH＝ΔH1－ΔH2。
二、反应热的计算
1．利用热化学方程式计算
25
℃、101
kPa，使1.0
g
Na与足量Cl2反应，生成NaCl晶体并放出17.87
kJ热量，则生成1
mol
NaCl
的反应热为－411.01_kJ·mol－1。
2．利用燃烧热计算
乙醇的燃烧热为ΔH＝－1
366.8
kJ·mol－1，则25
℃、101
kPa时1
kg乙醇完全燃烧放出的热量为2.971×104_kJ。
3．利用盖斯定律计算
已知：温度过高时，WO2(s)转变为WO2(g)：
①WO2(s)＋2H2(g)W(s)＋2H2O(g) ΔH1
②WO2(g)＋2H2(g)W(s)＋2H2O(g) ΔH2
则WO2(s)WO2(g)的ΔH＝ΔH1－ΔH2。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)一个反应一步完成或分几步完成，两者相比，经过的步骤越多，放出的热量越多。( )
(2)化学反应的反应热与化学反应的始态有关，与终态无关。( )
(3)同一反应的反应热ΔH与化学计量数成正比。
( )
[答案] (1)× (2)× (3)√
2．下列叙述不正确的是( )
A．化学反应的反应热不仅与反应体系的始态和终态有关，也与反应的途径有关
B．盖斯定律遵守能量守恒定律
C．利用盖斯定律可间接计算难以通过实验测定的反应的反应热
D．利用盖斯定律可以计算有副反应发生的反应的反应热
[答案] A
3．已知：2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH1＝a
kJ·mol－1，H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH2＝b
kJ·mol－1，则H2O(l)===H2O(g) ΔH＝________。
[答案] (－b)kJ·mol－1
盖斯定律的应用计算
1．盖斯定律应用计算的两方法
(1)虚拟路径法：如C(s)＋O2(g)===CO2(g)，可设置如下：ΔH1＝ΔH2＋ΔH3
(2)加合法：即运用所给化学方程式就可通过加减的方法得到新化学方程式。
如：求P4(白磷)―→P(红磷)的热化学方程式。
已知：P4(白磷，s)＋5O2(g)===P4O10(s) ΔH1①
P(红磷，s)＋O2(g)===P4O10(s) ΔH2②
即可用①－②×4得出白磷转化为红磷的热化学方程式为P4(白磷，s)===4P(红磷，s) ΔH＝ΔH1－4ΔH2。
2．解题注意事项
(1)热化学方程式同乘以某一个数时，反应热数值也必须乘上该数。
(2)热化学方程式相加减时，同种物质之间可相加减，反应热也随之相加减，所求之和为其代数和。
(3)将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”、“－”号必须随之改变。
证据推理与模型认知：盖斯定律应用计算模型
(1)确定待求反应的热化学方程式。
(2)找出待求热化学方程式中各物质出现在已知方程式中的位置(是同侧还是异侧)。
(3)利用同侧相加、异侧相减进行处理。
(4)根据未知方程式中各物质的化学计量数通过乘除来调整已知反应的化学计量数，并消去中间产物。
(5)加减确定待求热化学方程式。
【典例】 下图是通过热化学循环在较低温度下由水或硫化氢分解制备氢气的反应系统原理。
通过计算，可知系统(Ⅰ)和系统(Ⅱ)制氢的热化学方程式分别为
_____________________________________________________、
_____________________________________________________，
制得等量H2所需能量较少的是________。
[解析] 根据盖斯定律，将①＋②＋③可得，系统(Ⅰ)中的热化学方程式：
H2O(l)===H2(g)＋O2(g) ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝327
kJ·mol－1
－151
kJ·mol－1＋110
kJ·mol－1＝286
kJ·mol－1
同理，将②＋③＋④可得，系统(Ⅱ)中的热化学方程式：
H2S(g)===H2(g)＋S(s) ΔH＝ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＝－151
kJ·mol－1＋
110
kJ·mol－1＋61
kJ·mol－1＝20
kJ·mol－1
由所得两热化学方程式可知，制得等量H2所需能量较少的是系统(Ⅱ)。
[答案] H2O(l)===H2(g)＋O2(g) ΔH＝286
kJ·mol－1 H2S(g)===H2(g)＋S(s) ΔH＝20
kJ·mol－1 系统(Ⅱ)
1．已知：
As(s)＋H2(g)＋2O2(g)===H3AsO4(s) ΔH1
H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH2
2As(s)＋O2(g)===As2O5(s) ΔH3
则反应As2O5(s)＋3H2O(l)===2H3AsO4(s)的ΔH＝________。
[解析] 令：①As(s)＋H2(g)＋2O2(g)===H3AsO4(s) ΔH1
②H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH2
③2As(s)＋O2(g)===As2O5(s) ΔH3
根据盖斯定律，将反应①×2－②×3－③可得：As2O5(s)＋3H2O(l)===2H3AsO4(s) ΔH＝2ΔH1－3ΔH2－ΔH3。
[答案] 2ΔH1－3ΔH2－ΔH3
反应热的其他五种计算方法
计算依据
计算方法
热化学方程式
热化学方程式可以移项同时改变正负号，各项的化学计量数包括ΔH的数值可以同时扩大或缩小相同的倍数
燃烧热
可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×其燃烧热
中和热
中和反应放出的热量＝n(H2O)×|ΔH|
化学键的变化
ΔH＝反应物的化学键断裂所吸收的能量之和－生成物的化学键形成所放出的能量之和
反应物和生成物的总能量
ΔH＝E生成物－E反应物
2．已知：C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH＝－393.5
kJ·mol－1；2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH＝－483.6
kJ·mol－1。现有由炭粉和氢气组成的悬浮气0.2
mol，在氧气中完全燃烧生成CO2(g)和H2O(g)，共放出63.53
kJ热量，则悬浮气中C与H2的物质的量之比为________。
[解析] 设悬浮气中炭粉的物质的量为x
mol，氢气的物质的量为y
mol，则：
解方程组得：x＝0.1，y＝0.1，即两者的物质的量之比为1∶1。
[答案] 1∶1
3．已知丙烷的燃烧热ΔH＝－2
215
kJ·mol－1，若一定量的丙烷完全燃烧后生成1.8
g水，则放出的热量约为( )
A．55
kJ
B．220
kJ
C．550
kJ
D．1
108
kJ
A [丙烷分子式是C3H8，燃烧热为ΔH＝－2
215
kJ·mol－1，1
mol丙烷完全燃烧会产生4
mol水，放热2
215
kJ。丙烷完全燃烧产生1.8
g水，水的物质的量为0.1
mol，则消耗丙烷的物质的量为0.025
mol，所以反应放出的热量Q＝0.025
mol×2
215
kJ·mol－1＝55.375
kJ，则放出的热量约为55
kJ。]
4．甲醇既是重要的化工原料，又可作为燃料，利用CO和H2在催化剂作用下合成甲醇，发生反应如下：CO(g)＋2H2(g)
CH3OH(g) ΔH。(已知CO结构为C
O)
已知反应中相关的化学键键能数据如下：
化学键
H—H
C—O
C
O
H—O
C—H
E/kJ·mol－1
436
343
1
076
465
413
由此计算ΔH＝________
kJ·mol－1。
[解析] 根据键能与反应热的关系可知，ΔH＝反应物的键能之和－生成物的键能之和＝(1
076
kJ·mol－1＋2×436
kJ·mol－1)－(413
kJ·mol－1×3＋343
kJ·mol－1＋465
kJ·mol－1)＝－99
kJ·mol－1。
[答案] －99
系列微专题1：反应热的大小比较
1．与“符号”相关的反应热比较
对于放热反应来说，ΔH＝－Q
kJ·mol－1，虽然“—”仅表示放热的意思，但在比较大小时要将其看成真正意义上的“负号”，即放热越多，ΔH反而越小。
2．与“化学计量数”相关的反应热比较
例如：
H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH1＝－a
kJ·mol－1，
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH2＝－b
kJ·mol－1，aΔH2。
3．与“物质聚集状态”相关的反应热比较
(1)同一反应，生成物状态不同时
A(g)＋B(g)===C(g) ΔH1<0，
A(g)＋B(g)===C(l) ΔH2<0，
因为C(g)===C(l) ΔH3<0，则ΔH3＝ΔH2－ΔH1，所以ΔH2<ΔH1。
(2)同一反应，反应物状态不同时
S(g)＋O2(g)===SO2(g) ΔH1<0
S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH2<0
ΔH2＋ΔH3＝ΔH1，则ΔH3＝ΔH1－ΔH2，又ΔH3<0，所以ΔH1<ΔH2。
1．下列反应的ΔH最大的是( )
A．CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)
B．CH4(g)＋3/2O2(g)===CO(g)＋2H2O(g)
C．2CH4(g)＋4O2(g)===2CO2(g)＋4H2O(g)
D．CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g)
B [甲烷燃烧是放热反应，ΔH为负值。H2O(g)→H2O(l)要放出热量，ΔH(A)<ΔH(D)；依据反应热与化学计量数成正比，化学计量数加倍，ΔH也加倍，ΔH(C)<ΔH(D)；CO(g)→CO2(g)要放出热量，ΔH(D)<ΔH(B)，即B的ΔH最大。]
2．相同条件下，下列各反应均为放热反应，其中ΔH最小的是( )
A．2A(l)＋B(l)===2C(g) ΔH1
B．2A(g)＋B(g)===2C(g) ΔH2
C．2A(g)＋B(g)===2C(l) ΔH3
D．2A(l)＋B(l)===2C(l) ΔH4
C [题中所给四个选项中各反应物和生成物物质的量对应相等，但聚集状态各不相同。由于同种物质气态时的能量高于液态时的能量，故B、C项反应物的能量最高，C、D项生成物的能量最低，故C项中反应物的总能量与生成物的总能量差值最大，由于反应放热，ΔH为负值，故ΔH3最小。]
3．在同温同压下，下列各组热化学方程式中，Q2>Q1的是( )
A．2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－Q1
kJ·mol－1
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH＝－Q2
kJ·mol－1
B．S(g)＋O2(g)===SO2(g) ΔH＝－Q1
kJ·mol－1
S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH＝－Q2
kJ·mol－1
C．C(s)＋O2(g)===CO(g) ΔH＝－Q1
kJ·mol－1
C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH＝－Q2
kJ·mol－1
D．H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g) ΔH＝－Q1
kJ·mol－1
H2(g)＋Cl2(g)===HCl(g) ΔH＝－Q2
kJ·mol－1
C [A项中的反应可虚拟为，根据盖斯定律Q1＝Q2＋Q，故Q1>Q2。B项中的反应可虚拟为，则Q2＝Q1－Q，故Q1>Q2。C项中的反应可虚拟为，则Q2＝Q1＋Q，故Q2>Q1。D项中Q1＝2Q2，即Q1>Q2。]
1．下列关于盖斯定律的说法不正确的是( )
A．不管反应是一步完成还是分几步完成，其反应热相同
B．反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关
C．有些反应的反应热不能直接测得，可通过盖斯定律间接计算得到
D．根据盖斯定律，热化学方程式中ΔH直接相加即可得总反应热
D [利用盖斯定律，需对热化学方程式通过“＋、－、×、÷”等四则运算进行计算总反应热。]
2．已知：①Zn(s)＋1/2O2(g)===ZnO(s)
ΔH1＝－351.1
kJ/mol
②Hg(l)＋1/2O2(g)===HgO(s)
ΔH2＝－90.7
kJ/mol
则反应Zn(s)＋HgO(s)===ZnO(s)＋Hg(l)的焓变是( )
A．－441.8
kJ/mol
B．－254.6
kJ/mol
C．－438.9
kJ/mol
D．－260.4
kJ/mol
D [据盖斯定律①－②式可得：
Zn(s)＋HgO(s)===ZnO(s)＋Hg(l) ΔH＝－351.1
kJ/mol－
(－90.7
kJ/mol)＝－260.4
kJ/mol。]
3．在同温、同压下，下列三个反应放出的热量分别用a、b、c表示，则a、b、c的关系是( )
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH＝－a
kJ·mol－1①
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－b
kJ·mol－1②
H2(g)＋O2(g)===H2O(g) ΔH＝－c
kJ·mol－1③
A．a>b，b＝2c
B．a＝b＝c
C．aD．无法比较
C [上述三个反应虽均表示H2和O2的反应，但由于反应物的用量不同，生成物的聚集状态不同，三个反应的反应热各不相同。反应①和②分别表示2
mol
H2(g)燃烧生成2
mol
H2O(g)、H2O(l)放出的热量，由于同温、同压下，2
mol
H2O(g)转变成2
mol
H2O(l)时要放出热量，故amol
H2(g)燃烧生成1
mol
H2O(g)放出的热量，其化学计量数恰好是反应①的一半，因而c＝a。]
4．已知：
C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1
CO2(g)＋C(s)===2CO(g) ΔH2
2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g) ΔH3
4Fe(s)＋3O2(g)===2Fe2O3(s) ΔH4
3CO(g)＋Fe2O3(s)===3CO2(g)＋2Fe(s) ΔH5
下列关于上述反应焓变的判断正确的是( )
A．ΔH1>0，ΔH3<0
B．ΔH2>0，ΔH4>0
C．ΔH1＝ΔH2＋ΔH3
D．ΔH3＝ΔH4＋ΔH5
C [C、CO的燃烧都是放热反应，故ΔH1<0、ΔH3<0，A错误；CO2与C生成CO的反应为吸热反应，则ΔH2>0，铁的氧化为放热反应，则ΔH4<0，B错误；将第二、第三两个热化学方程式相加可得第一个热化学方程式，C正确；将第五个热化学方程式乘2后与第四个热化学方程式相加，再除以3可得第三个热化学方程式，故ΔH3＝，D错误。]
5．高炉冶铁过程中，甲烷在催化反应室中产生水煤气(CO和H2)还原氧化铁，有关反应为：
CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g)
ΔH＝＋260
kJ·mol－1 ①
已知：2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g)
ΔH＝－566
kJ·mol－1 ②
则CH4与O2反应生成CO和H2的热化学方程式为
___________________________________________________。
[解析] 反应①×2＋②得：2CH4(g)＋O2(g)===2CO(g)＋4H2(g) ΔH＝－46
kJ·mol－1。
[答案] 2CH4(g)＋O2(g)===2CO(g)＋4H2(g)
ΔH＝－46
kJ·mol－1
PAGE
1(共37张PPT)
第一章 化学反应与能量
第二节 燃烧热 能源
自
主
预
习
探
新
知
25
℃、101
kPa
1
mol
完全
稳定氧化物
放出
kJ·mol－1
<
CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－890.31
kJ·mol－1
H2O(l)
890.31
能量
煤
石油
天然气
温室效应
酸雨
太阳能
氢能
核
心
突
破
攻
重
难
燃烧热
能源
当
堂
达
标
提
素
养
Thank
you
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答案
解析答案
重难点1
重难点2
新能源/可再生能源
来自太阳
的能源
燃烧放热
燃料
燃烧产物
CH4、NH3、
H2O、CO2
CHOH
太阳能
谢谢次赏
谢谢欣赏第二节 燃烧热 能源
目标与素养：1.理解燃烧热的定义及燃烧热的化学方程式的书写。(宏观辨识与变化观念)2.知道能源是人类生存和社会发展的重要基础，知道使用化石燃料-利弊和新能源的开发。(科学态度与社会责任)
一、燃烧热
1．定义
25_℃、101_kPa时，1_mol纯物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量。单位：kJ·mol－1，ΔH<0。
2．意义
25
℃、101
kPa时甲烷的燃烧热ΔH＝－890.31
kJ·mol－1，热化学方程式为CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－890.31
kJ·mol－1。
说明：1
mol
甲烷完全燃烧生成CO2(g)和H2O(l)时放出890.31
kJ的热量。
微点拨：C、H、S的稳定氧化物分别为CO2(g)，H2O(l)，SO2(g)。
二、能源
1．定义
能提供能量的资源，它包括化石燃料、阳光、风力、流水、潮汐以及柴草等。
2．分类
(1)化石燃料
①包括：煤、石油、天然气。
②缺点
(2)新能源
①类别：新能源主要包括太阳能、氢能、地热能、风能、海洋能和生物质能。
②特点：资源丰富，可以再生，没有污染或很少污染。
氢能作为能源的优点有哪些？缺点有哪些？
[答案] 优点有燃烧值高，资源丰富，无毒无污染。缺点为储存运输困难，水制H2技术有待突破。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)1
mol碳在常温常压下燃烧所放出的热量为碳的燃烧热。
( )
(2)1
mol
H2完全燃烧生成1
mol气态水所放出的热量称为氢气的燃烧热。
( )
(3)化石燃料主要包括石油、煤和天然气，它们蕴藏无限，可以再生。
( )
(4)太阳能是一级能源、新能源、可再生能源。
( )
[答案] (1)× (2)× (3)× (4)√
2．形成节约能源和保护生态环境的产业结构是人类与自然和谐发展的重要保证，你认为下列行为中有悖于这一保证的是( )
A．开发太阳能、生物质能、风能等新能源，减少使用煤、石油等化石燃料
B．研究采煤、采油新技术，提高产量以满足工业生产的快速发展
C．在农村推广使用沼气
D．减少资源消耗、增加资源的重复使用和资源的循环再生
B [开发太阳能、生物质能、风能等新能源，减少了煤、石油等化石燃料的使用，减少污染，保护环境，故A正确；研究采煤、采油新技术，提高产量以满足工业生产的快速发展，化石燃料在地球上的含量是有限的，加大开采，必然带来能源的匮乏和污染物的增多，故B错误；在农村推广使用沼气，沼气是由植物秸秆等发酵制得的，属于可再生资源，故C正确；减少资源消耗、增加资源的重复使用和资源的循环再生，符合节约能源和保护生态环境的要求，D正确。]
3．已知热化学方程式
①CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)
ΔH＝－890
kJ·mol－1
②2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－571.6
kJ·mol－1
③2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g) ΔH＝－566
kJ·mol－1
则CH4、H2、CO的燃烧热分别为________、________、________。
[答案] 890
kJ·mol－1 285.8
kJ·mol－1 283
kJ·mol－1
燃烧热
1．燃烧热理解的两关键
(1)一是“完全燃烧”，指可燃物在O2中充分燃烧。
(2)二是“稳定氧化物”：碳的稳定氧化物是CO2而不是CO；氢的稳定氧化物是液态水而不是气态水；硫的稳定氧化物是SO2而不是SO3。
2．表示燃烧热的热化学方程式的“四点”要求
(1)可燃物的化学计量数是否为1。
(2)碳元素完全燃烧生成的氧化物是否为CO2(g)。
(3)氢元素完全燃烧生成的氧化物是否为H2O(l)。
(4)ΔH是否为“—”及单位是否正确。
宏观辨识与变化观念：燃烧热与中和热比较
燃烧热
中和热
相同点
能量变化
放热反应
ΔH及其单位
ΔH<0，单位均为kJ·mol－1
不同点
反应物的量
1
mol
不一定为1
mol
生成物的量
不确定
生成水的量为1
mol
表示方法
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
【典例】 (1)在25
℃、101
kPa时，H2在1.00
mol
O2中完全燃烧生成2.00
mol
H2O(l)放出571.6
kJ的热量。H2的燃烧热为________。
(2)已知：CH4的燃烧热是ΔH＝－890
kJ·mol－1，H2和CH4混合气体112
L(标准状况下)完全燃烧生成CO2和液态水时放出的热量为3
695
kJ，则混合气体中H2和CH4的体积比约为________。
[解析] (1)ΔH＝－＝－285.8
kJ·mol－1。
(2)
解之：n(H2)∶n(CH4)≈1∶3。
[答案] (1)285.8
kJ·mol－1 (2)1∶3
分别写出表示H2、CH4燃烧热的热化学方程式：
____________________________________________________，
___________________________________________________。
[答案] H2(g)＋O2(g)===H2O(l)
ΔH＝－285.8
kJ·mol－1
CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)
ΔH＝－890
kJ·mol－1
1．以下几个热化学方程式中能表示燃烧热的热化学方程式的是( )
A．C(s)＋O2(g)===CO(g) ΔH＝－110.5
kJ·mol－1
B．C8H18(l)＋O2(g)===8CO2(g)＋9H2O(l) ΔH＝－5
518
kJ·mol－1
C．2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－571.6
kJ·mol－1
D．H2(g)＋O2(g)===H2O(g) ΔH＝－241.8
kJ·mol－1
B [A项，C(s)燃烧未生成稳定氧化物CO2(g)，故其反应热不能叫燃烧热；B项，符合燃烧热的定义；C项，H2虽然转变成了稳定的氧化物H2O(l)，但由于其反应热表示的是2
mol
H2完全燃烧时的热量变化，故不是燃烧热；D项，参加燃烧的H2虽然是1
mol，但其生成H2O(g)，而不是H2O(l)，故它的反应热也不是H2的燃烧热。]
2．已知反应①稀溶液中，H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l) ΔH＝
－57.3
kJ·mol－1，
②2C(s)＋O2(g)===2CO(g) ΔH＝－221
kJ·mol－1下列结论正确的是( )
A．碳的燃烧热为110.5
kJ·mol－1
B．2
mol
C(s)＋1
mol
O2(g)的总能量比2
mol
CO(g)的总能量高
221
kJ
C．0.5
mol
H2SO4(浓)与1
mol
NaOH溶液混合，放出57.3
kJ热量
D．稀醋酸与稀NaOH溶液反应生成1
mol水，放出57.3
kJ
热量
B [A项，1
mol碳燃烧生成CO时放出的热量不是碳的燃烧热，错误；B项，根据2C(s)＋O2(g)===2CO(g) ΔH＝－221
kJ·mol－1可知，反应物的总能量高于生成物的总能量，即2
mol
C(s)＋1
mol
O2(g)的总能量比2
mol
CO(g)的总能量高221
kJ，正确；C项，浓硫酸溶于水放热，所以0.5
mol
H2SO4(浓)与1
mol
NaOH溶液混合，放出热量大于57.3
kJ，错误；D项，醋酸是弱酸，电离吸收能量，所以醋酸与稀氢氧化钠溶液反应生成1
mol水放出的热量小于57.3
kJ，错误。]
能源
1．能源
2．新能源的特点
新能源
优点
缺点
太阳能
能量巨大、清洁、充足，不需要开采
能量密度低、开发成本高、稳定性差
氢能
燃烧热值高、资源丰富、无毒、无污染
储存、运输困难
地热能
蕴藏量丰富
正在开发之中
风能
能量巨大
不稳定，受地区、季节、气候影响甚大
3．“能源分类相关图”如图所示，以下能源中符合图中的阴影部分的有________。
①煤炭 ②石油 ③潮汐能 ④生物质能 ⑤天然气 ⑥太阳能 ⑦风能 ⑧沼气 ⑨地热能 ⑩核能
[答案] ④⑥⑦⑧
1．有专家指出，如果对燃烧产物如CO2、H2O、N2等利用太阳能使它们重新组合，从而能够实现如图所示转化，那么，不仅可以消除对大气的污染，还可以节约燃料，缓解能源危机。在此构想的物质循环中太阳能最终转化为( )
A．热能
B．化学能
C．生物质能
D．电能
A [题中关键信息是利用太阳能使CO2、H2O、N2重新组合，由图可知组合成燃料，燃料燃烧后转化为燃烧产物并放出热量，燃烧产物又结合太阳能转化为燃料，如此循环太阳能最终转化为热能。]
2．已知：2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g) ΔH＝－566
kJ·mol－1，下列说法正确的是
( )
A．CO的燃烧热为－283
kJ·mol－1
B．CO的燃烧热为566
kJ·mol－1
C．CO的燃烧热ΔH＝－283
kJ·mol－1
D．下图可表示由CO生成CO2的反应过程和能量关系
C [CO的燃烧热为283
kJ·mol－1，D图中的量标示错误。]
3．对于2C4H10(g)＋13O2(g)===8CO2(g)＋10H2O(l)；ΔH＝－5
800
kJ·mol－1的叙述中不正确的是( )
A．该反应的反应热为ΔH＝－5
800
kJ·mol－1，是放热反应
B．该反应的ΔH与各物质的状态有关，与化学计量数也有关
C．该式的含义为：25
℃、101
kPa下，2
mol
C4H10气体完全燃烧生成CO2和液态水时放出热量5
800
kJ
D．该反应为丁烷燃烧的热化学方程式，由此可知丁烷的燃烧热为5
800
kJ·mol－1
D [D项考查燃烧热的概念，必须为1
mol物质完全燃烧，生成稳定氧化物放出的热量。]
4．下列选项中说明乙醇作为燃料的优点的是( )
①燃烧时发生氧化反应 ②充分燃烧的产物不污染环境 ③乙醇是一种再生能源 ④燃烧时放出大量的热
A．①②③
B．①②④
C．①③④
D．②③④
D [燃料的燃烧都是氧化还原反应，乙醇作为燃料的优点是充分燃烧的产物不污染环境，乙醇是一种再生能源，燃烧时放出大量的热。]
5．(1)液化石油气的主要成分是丙烷，丙烷燃烧的热化学方程式为：C3H8(g)＋5O2(g)===3CO2(g)＋4H2O(l) ΔH＝－2
219.9
kJ·mol－1
已知CO气体燃烧的热化学方程式为
CO(g)＋O2(g)===CO2(g) ΔH＝－283
kJ·mol－1
试比较同物质的量的C3H8和CO燃烧，产生的热量比值约为________。
(2)已知氢气燃烧的热化学方程式为
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－571.6
kJ·mol－1
比较同质量的氢气和丙烷燃烧，产生的热量比值约为________。
[解析] (1)同物质的量的C3H8和CO燃烧，产生的热量比值为：≈7.84。(2)等质量的氢气和丙烷燃烧，产生的热量比值为：≈2.83。
[答案] (1)7.84 (2)2.83
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1(共52张PPT)
第一章 化学反应与能量
第一节 化学反应与能量的变化
课时2 热化学方程式 中和反应反应热的测定
自
主
预
习
探
新
知
物质的量
反应热
物质
能量
1
液
温度
压强
s
l
g
＋
－
数值单位
物质的量
1
mol
量筒
小烧杯
温度
量筒
温度
盐酸
NaOH溶液
最高温度
0.418(t2－t1)
kJ
核
心
突
破
攻
重
难
热化学方程式的书写或判断方法
中和反应热测定实验探究
当
堂
达
标
提
素
养
Thank
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答案
泡沫塑料盖板
100mL小烧杯
碎泡沫塑料
mL大烧杯
环形玻璃搅拌棒
温度计
解析答案
重难点1
思维建模
重难点2
搅拌器
10加热器
温度计
保温瓶
误区警示
温度
烧杯
签碎泡沫塑料
谢谢次赏
谢谢欣赏课时2 热化学方程式 中和反应反应热的测定
目标与素养：1.认识热化学方程式的意义并能正确书写热化学方程式。(模型认知与变化观念)2.了解中和热的测定原理及注意事项。(科学探究与创新意识)
一、热化学方程式
1．概念
能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。
2．意义
热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。
如：H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH＝－285.8
kJ/mol，表示在25
℃、101
kPa,1
mol
H2与mol
O2完全反应生成1
mol液态水时放出的热量是285.8
kJ。
3．书写
氢气与碘蒸气化合反应的能量(或热量)变化，可用以下方程式表示：
H2(g)＋I2(g)2HI(g) ΔH＝－14.9
kJ·mol－1，它与化学方程式H2＋I22HI相比较而言，其特点为
(1)指明了反应的温度和压强，若在25
℃、101
kPa时进行的反应，可不注明。
(2)注明了各物质的状态：s(固体)、l(液体)或g(气体)、aq(溶液)。
(3)在方程式的右边注明了ΔH的“＋”或“－”及数值单位。
(4)化学计量数只表示物质的量，可以用分数。
二、中和反应热的测定
1．中和热
稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1_molH2O时所释放的热量称为中和热。表示为H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l) ΔH＝－57.3
kJ·mol－1。
2．实验原理
通过一定量的酸、碱溶液在反应前后温度的变化，计算反应放出的热量，由此求得中和热。热量计算公式为Q＝cmΔt(c为比热容，m为溶液质量，Δt为前后温度差)。
3．实验仪器装置
(1)将下列实验装置中各仪器(或物品)的名称填在横线上。
(2)实验过程中，还需要的其他仪器有50
mL量筒(2个)。
4．实验步骤与数据测量
(1)初始温度(t1)
测量方法是用一量筒量取50
mL
0.50
mol·L－1盐酸，倒入小烧杯中并测量其温度；用另一量筒量取50
mL
0.55
mol·L－1
NaOH溶液并用用蒸馏水洗净的温度计测量其温度，取两温度平均值为t1。
(2)终止温度(t2)
测量方法是把套有盖板的温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯的盐酸中，并把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯中。用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记录终止温度为t2。
(3)重复实验操作，记录每次的实验数据，取其平均值作为计算依据。
(4)实验数据处理
盐酸、氢氧化钠溶液为稀溶液，其密度近似地认为都是1
g·cm－3，反应后溶液的比热容c＝4.18
J/(g·℃)。该实验中盐酸和NaOH溶液反应放出的热量是0.418(t2－t1)_kJ，中和热为
kJ·mol－1。
若将环形玻璃棒改为环形铜丝，所测中和热有什么误差？
[答案] 偏小。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)热化学方程式既体现了物质变化又体现了能量变化。( )
(2)H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g) ΔH＝－183
kJ·mol－1表示1
mol
H2(g)和1
mol
Cl2(g)生成2
mol
HCl(g)放出的热量为183
kJ。( )
(3)中和热测定装置中碎泡沫塑料的作用是固定装置。( )
(4)将实验中50
mL盐酸改为60
mL盐酸，所测中和热变大。( )
[答案] (1)√ (2)√ (3)× (4)×
2．下列说法不正确的是
( )
A．物质发生化学反应的反应热仅指反应放出的热量
B．热化学方程式中各物质的化学计量数只表示物质的量，不表示分子的个数
C．所有的燃烧反应都是放热的
D．热化学方程式中，化学式前面的化学计量数可以是分数
[答案] A
3．写出下列反应的热化学方程式
(1)1
mol
CO完全转化为CO2放出283
kJ的热量。
_____________________________________________________
(2)24
g
C(s)与足量H2O(g)反应生成CO(g)和H2(g)，吸收262.6
kJ热量。
______________________________________________________
[解析] (1)CO转化为CO2的化学方程式为2CO＋O2===2CO2,2
mol
CO生成CO2放出热量为2×283
kJ＝566
kJ，则反应的热化学方程式为2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g) ΔH＝－566
kJ·mol－1。
(2)1
mol
C(s)与足量H2O(g)反应生成CO(g)和H2(g)吸收的热量为＝131.3
kJ。
[答案] (1)2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g)
ΔH＝－566
kJ·mol－1
(2)C(s)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g)
ΔH＝＋131.3
kJ·mol－1
热化学方程式的书写或判断方法
1．注意标明物质的聚集状态：方程式中每种物质的化学式后面用括号注明物质的聚集状态(g、l、s)，不用标“↑”或“↓”，水溶液用aq表示。
2．注意注明必要的反应条件：焓变与温度和压强等测定条件有关，所以书写时必须在ΔH后指明反应的温度和压强(298
K、101
kPa时，可不注明)。
3．注意明确化学计量数的含义：化学计量数只表示该物质的物质的量，不表示分子个数或原子个数，因此热化学方程式中化学计量数也可以是分数。
4．注意ΔH的单位及符号：ΔH的单位是kJ/mol或kJ·mol－1，ΔH只能写在化学方程式的右边，表示正向反应的焓变。ΔH<0表示为放热反应；ΔH>0则表示为吸热反应。
5．注意同一反应中化学计量数与ΔH数值的对应关系：化学方程式中各物质的化学计量数加倍，则ΔH的数值也加倍；若反应逆向进行，则ΔH改变符号，但绝对值不变。
【典例1】 写出下列反应的热化学方程式：
(1)16
g
CH4(g)与适量O2(g)反应生成CO2(g)和H2O(l)，放出890.3
kJ热量______________________________________。
(2)已知拆开1
mol
H—H键，1
mol
N—H键，1
mol
N≡N
键分别需要的能量是436
kJ、391
kJ、946
kJ，则N2(g)与H2(g)反应生成NH3(g)的热化学方程式为________________________________。
(3)0.3
mol
的气态高能燃料乙硼烷(B2H6)在氧气中燃烧，生成固态的三氧化二硼和液态水，放出649.5
kJ热量，其热化学方程式为______________________________________。
[解析] (1)由化学方程式CH4＋2O2===CO2＋2H2O可得热化学方程式。
(2)化学方程式为N2＋3H22NH3，ΔH＝(946＋436×3－391×6)kJ·mol－1。
(3)化学方程式为B2H6＋3O2===B2O3＋3H2O，则1
mol
B2H6(g)完全燃烧放出2
165
kJ热量。
[答案] (1)CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－890.3
kJ·mol－1
(2)N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)
ΔH＝－92
kJ·mol－1
(3)B2H6(g)＋3O2(g)===B2O3(s)＋3H2O(l)
ΔH＝－2
165
kJ·mol－1
1．写出下列反应的热化学方程式：
(1)1
mol
C2H5OH(l)完全燃烧生成CO2(g)和H2O(l)，放出1
366.8
kJ热量：_________________________________________________
_________________________________________________________。
(2)1
mol
C(石墨)与适量H2O(g)反应生成CO(g)和H2(g)，吸收131.3
kJ热量：_____________________________________________
_________________________________________________________。
(3)1.7
g
NH3(g)发生催化氧化反应生成气态产物，放出22.67
kJ的热量：___________________________________________________
________________________________________________________。
[解析] (3)1.7
g
NH3的物质的量为0.1
mol，则4
mol
NH3发生反应放出的热量为：22.67
kJ×10×4＝906.8
kJ,1
mol
NH3完全反应放出的热量为226.7
kJ。那么相应的热化学方程式为：4NH3(g)＋5O2(g)===4NO(g)＋6H2O(g) ΔH＝－906.8
kJ·mol－1或NH3(g)＋O2(g)===NO(g)＋H2O(g) ΔH＝－226.7
kJ·mol－1。
[答案] (1)C2H5OH(l)＋3O2(g)===2CO2(g)＋3H2O(l) ΔH＝
－1
366.8
kJ·mol－1
(2)C(石墨，s)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g)
ΔH＝＋131.3
kJ·mol－1
(3)NH3(g)＋O2(g)===NO(g)＋H2O(g) ΔH＝－226.7
kJ·mol－1
2．在常温常压下，1
g
H2在足量Cl2中燃烧生成HCl气体，放出92.3
kJ的热量。下列热化学方程式中正确的是( )
A．H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g) ΔH＝－92.3
kJ·mol－1
B．H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g) ΔH＝＋92.3
kJ·mol－1
C．H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g) ΔH＝＋184.6
kJ·mol－1
D．2HCl(g)===H2(g)＋Cl2(g) ΔH＝＋184.6
kJ·mol－1
D [A项，化学计量数与ΔH不一致；B项，ΔH<0且数值不对；C项，ΔH<0。]
“五看”法判热化学方程式正误
一看“配平”→二看“状态”→三看“正负”→四看“单位”→五看“数值”。
中和反应热测定实验探究
[实验讨论]
1．实验装置中在大、小烧杯之间填满碎泡沫塑料的目的是什么？
提示：目的是保温、隔热，减少实验过程中热量的损失。
2．装置中的环形玻璃搅拌棒能否用金属(不与酸、碱反应)质环形搅拌棒代替？为什么？
提示：不能。原因是金属质环形搅拌棒易导热，造成实验过程中热量损失。
3．实验中为何使用0.55
mol/L
KOH溶液与0.50
mol/L盐酸反应，而不是选用0.50
mol/L
KOH溶液？
提示：碱过量的目的是保证盐酸完全反应。
4．能否用浓硫酸代替盐酸？对结果会产生什么影响？
提示：不能。浓硫酸溶解于水时放热，所测ΔH偏小，即ΔH<
－57.3
kJ·mol－1。
5．能否用醋酸代替盐酸或用氨水代替KOH溶液？对结果会产生什么影响？
提示：不能。弱酸、弱碱电离吸热，所测ΔH偏大，即ΔH>－57.3
kJ·mol－1。
科学探究：中和反应热测定
(1)中和热的测定
项目
内容
实验关键
①迅速反应，防止热量散失。②在测量反应混合液的温度时要随时读取温度值，记录下最高温度值。
注意事项
①温度计不要靠在容器壁上或插入容器底部；②不可将温度计当搅拌棒使用；环形玻璃搅拌棒应上下移动；③为保证盐酸被完全中和，碱的浓度稍大。
(2)中和反应反应热测定实验中产生误差的原因
①装置方面：装置的隔热保温效果不好，造成实验过程中热量损失而引起误差。
②操作方面
③读数方面
(3)中和热ΔH计算
ΔH＝－[c＝4.18
J·(g·℃)－1]
【典例2】 在量热计中(如图所示)将100
mL
0.50
mol·L－1的CH3COOH溶液与100
mL
0.55
mol·L－1
NaOH溶液混合，温度从298.0
K升高到300.7
K，已知量热计的热容常数(量热计各部件温度每升高1
K
所需要的热量)是150.5
J/K，溶液密度均为1
g/mL，充分混合后溶液的比热容c＝4.184
J/(g·K)。
(1)CH3COOH的中和热ΔH＝________。
(2)CH3COOH的中和热的文献值为56.1
kJ·mol－1，你认为(1)中测得的实验值出现偏差可能的原因是__________________________
_________________________________________________________。
[解析] (1)根据题中所给信息可推算出酸和碱的物质的量，酸为0.050
mol，碱为0.055
mol，可知碱是过量的，应以酸的量计算，算出生成0.050
mol水时放出的热量，进而算出生成1
mol水时放出的热量，即可得出CH3COOH的中和热：ΔH＝
－
＝－5.33×104J/mol＝－53.3
kJ·mol－1。
(2)本实验方法测得的CH3COOH的中和热数值小于文献值，原因可能有以下几个方面；①量热计的保温瓶绝热效果不好；②酸、碱溶液混合不迅速；③温度计不够精确等。
[答案] (1)－53.3
kJ·mol－1 (2)①量热计的保温瓶绝热效果不好，②酸、碱溶液混合不迅速，③温度计不够精确等
若酸、碱混合时，动作缓慢，所测中和热ΔH有什么偏差？
[答案] 偏低。
3．下列有关中和热的说法正确的是( )
A．中和热的热化学方程式：H＋(l)＋OH－(l)===H2O(l) ΔH＝
－57.3
kJ·mol－1
B．准确测量中和热的实验过程中，至少需测定温度4次
C．环形玻璃搅拌棒材料若用铜代替，则测量出的中和热数值偏小
D．若稀酸溶液中H＋与稀碱溶液中OH－的物质的量相等，则所测中和热数值更准确
C [A项，H＋和OH－不能用l符号，应该用aq，错误；B项，每次实验中需要测量NaOH溶液的温度，盐酸的温度，和反应后的温度，一般实验要重复操作，所以至少6次，错误；C项，铜容易导热，使热量损失，所以测量的中和热数值偏小，正确；D项，当酸和碱中的H＋和OH－物质的量相等时，实验过程中稍有误差就不能确定产生水的量，一般都是有一种物质稍微过量，错误。]
中和热测定时的注意事项
(1)实验中要用强酸、强碱的稀溶液(0.1～0.5
mol·L－1)。
(2)操作时动作要快，尽量减少热量的损失，使用绝热装置，避免热量散发到反应体系外。
(3)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。
(4)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。
(5)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。
1．下列热化学方程式书写正确的是( )
A．2SO2＋O22SO3 ΔH＝－196.6
kJ/mol
B．N2(g)＋2O2(g)===2NO2(g) ΔH＝＋67.7
kJ/mol
C．C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH＝＋393.5
kJ/mol
D．H2O(l)===H2(g)＋1/2O2(g) ΔH＝＋285.8
kJ/mol
D [A项，未注明反应物，生成物的聚集状态，故错；B项，化学方程式书写错误，应为N2(g)＋O2(g)===2NO(g)，故错；C项，C与O2反应为放热反应，ΔH<0，故错。]
2．已知在25
℃、101
kPa下，1
g液体C8H18(辛烷)燃烧生成二氧化碳和液态水时放出48.40
kJ的热量。表示上述反应的热化学方程式正确的是
( )
A．C8H18(l)＋O2(g)===8CO2(g)＋9H2O(g)
ΔH＝－48.40
kJ·mol－1
B．C8H18(l)＋O2(g)===8CO2(g)＋9H2O(l)
ΔH＝－5
517.6
kJ·mol－1
C．C8H18(l)＋O2(g)===8CO2(g)＋9H2O(l)
ΔH＝＋5
517.6
kJ·mol－1
D．C8H18(l)＋O2(g)===8CO2(g)＋9H2O(l)
ΔH＝－48.40
kJ·mol－1
B [在25
℃、101
kPa下，1
mol
C8H18燃烧生成CO2和液态水时放出的热量为×114
g＝5
517.6
kJ。]
3．已知：H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l) ΔH＝－57.3
kJ·mol－1。下列反应中能放出57.3
kJ热量的是( )
A．1
L
1
mol·L－1的稀H2SO4与足量NaOH溶液反应
B．稀盐酸与氨水反应生成1
mol
H2O
C．稀盐酸与稀Ba(OH)2溶液反应生成1
mol
水
D．稀NaOH溶液与95%浓硫酸反应生成1
mol
水
C [A项，生成2
mol
H2O(l)，放出114.6
kJ热量；B项，氨水为弱碱溶液，NH3·H2O电离吸热，故放出热量小于57.3
kJ；D项，浓H2SO4溶于水放热，故放出的热量大于57.3
kJ。]
4．根据要求，写出下列反应的热化学方程式：
(1)1
mol
C2H4(g)与适量O2(g)反应，生成CO2(g)和H2O(l)，放出1
411
kJ的热量。
___________________________________________________。
(2)1
mol
Al(s)与适量O2(g)发生反应，生成Al2O3(s)，放出834.9
kJ的热量。
__________________________________________________。
[答案] (1)C2H4(g)＋3O2(g)===2CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－1
411
kJ·mol－1
(2)2Al(s)＋3/2O2(g)===Al2O3(s) ΔH＝－1
669.8
kJ·mol－1
5．用50
mL
0.50
mol·L－1盐酸与50
mL
0.55
mol·L－1
NaOH溶液在如图所示的装置中进行中和反应。通过测定反应过程中所放出的热量可计算中和热。
回答下列问题：
(1)从实验装置上看，图中尚缺少的一种玻璃用品是________。
(2)大烧杯上如不盖硬纸板，求得的中和热数值________(填“偏大”“偏小”或“无影响”)。
(3)如果用60
mL
0.50
mol·L－1盐酸与50
mL
0.55
mol·L－1
NaOH溶液进行反应，与上述实验相比，所放出的热量________(填“相等”或“不相等”)，所求中和热_________________________________
(填“相等”或“不相等”)。
(4)用相同浓度和体积的氨水(NH3·H2O)代替NaOH溶液进行上述实验，测得的中和热的数值会________(填“偏大”“偏小”或“无影响”)。
[解析] (3)中和热是指在稀溶液中，强酸与强碱发生中和反应生成1
mol水时放出的热量，与酸碱的用量无关，因而所求中和热数值相等。
(4)由于NH3·H2O电离时吸热，所以测得的中和热的数值偏小。
[答案] (1)环形玻璃搅拌棒 (2)偏小 (3)不相等 相等 (4)偏小
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1(共35张PPT)
第一章 化学反应与能量
第一节 化学反应与能量的变化
课时1 焓变 反应热
自
主
预
习
探
新
知
物质
能量
热量
放出
吸收
焓
焓
等于
放热
吸热
核
心
突
破
攻
重
难
化学反应能量变化的原因与ΔH的计算
当
堂
达
标
提
素
养
Thank
you
for
watching
!
答案
焓)→与内能有关的物理量,用符号“”表示
定义
生成物与反应物的焓值差
焓变
符号,用表示
单位常用
或表示
mol-1
能量↑反应物
能量
生成物
放出N
热量
吸收
热量
△H<0
△H>0
业_
生成物
反应物
反应过程
反应过程
放热反应
吸热反应
解析答案
重难点
吸收能量Q
旧化学键断裂
反应物人新化学键形成
生成物
放出能量Q2
B+c
高
焓
低
误区警示
能
量\A+B
A+B
X
反应过程
反应过程
A
能
置女C
能量
A+B
X
反应过程
反应过程
C
B
能量
A
△H
反应过程
谢谢次赏
谢谢欣赏课时1 焓变 反应热
目标与素养：1.了解化学反应中能量转化的原因，能说出常见的能量转化形式。(变化观念与微观探析)2.了解化学能与热能的相互转化，了解吸热反应、放热反应、反应热等概念。(宏观辨识与变化观念)3.从微观化学键的变化进行ΔH的有关计算。(微观探析)
一、化学反应的实质与特征
1．实质
反应物中化学键断裂和生成物中化学键形成。
2．特征
既有物质变化，又伴有能量变化；能量转化主要表现为热量的变化。
二、焓变 反应热
1．焓与焓变
2．反应热和焓变的关系
反应热
焓变
含义
化学反应中放出或吸收的热量
化学反应中生成物所具有的焓与反应物所具有的焓之差
二者的相互联系
ΔH是化学反应在恒定压强下(即敞口容器中进行的化学反应)且不与外界进行电能、光能等其他能量的转化时的反应热，即恒定条件下进行的反应的反应热等于焓变ΔH
微点拨：①反应热和焓变的单位均为kJ·mol－1。②任何化学反应一定有能量变化即ΔH≠0。
3．吸热反应与放热反应
(1)图示
(2)结论
反应物的总能量大于生成物的总能量为放热反应；
反应物的总能量小于生成物的总能量为吸热反应。
(3)常见的放热反应、吸热反应
放热反应
吸热反应
①大多数化合反应②所有燃烧反应③酸碱中和反应④金属与水或酸的置换反应
①大多数分解反应②盐的水解③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应④C和CO2或H2O(g)的反应
吸热反应一定需加热吗？放热反应一定不需加热吗？
[答案] 都不一定。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)所有的化学反应都伴有能量的变化，伴有能量变化的一定是化学反应。
( )
(2)化学反应的反应热一定是化学反应的焓变。( )
(3)不需加热的反应一定是放热反应。( )
(4)在一个化学反应中，当反应物的能量大于生成物的能量时，反应放热，ΔH为“－”。( )
[答案] (1)× (2)× (3)× (4)√
2．下列说法正确的是( )
A．需要加热才能发生的反应一定是吸热反应
B．放热反应在常温下一定很容易发生
C．反应是放热还是吸热，可根据反应物和生成物所具有的总能量的相对大小判断
D．吸热反应在常温下一定不能发生
C [A项，放热反应也可能需要加热才能发生，如铝热反应；B项，放热反应在常温下不一定容易发生，如C(s)与O2(g)在点燃条件下才能发生；D项，吸热反应在常温下也能发生，如NH4Cl和Ba(OH)2·8H2O晶体的反应。]
3．在一定条件下A与B反应可生成C和D，其能量变化如下图：
若E1>E2，反应体系的总能量____________(填“升高”或“降低”)，为__________(填“吸热”或“放热”)反应，其原因是______
_________________________________________________________。
[答案] 降低 放热 反应物的部分内能通过化学反应转化为热能释放到环境中
化学反应能量变化的原因与ΔH的计算
以H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)反应的能量变化为例说明
化学键
反应中能量变化
1
mol
A—B化学键
反应中能量变化
H—H
吸收436
kJ
共吸收679
kJ
Cl—Cl
吸收243
kJ
H—Cl
放出431
kJ
共放出862
kJ
结论
H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)的反应热ΔH＝－183
kJ·mol－1
宏观辨识与微观探析：化学反应能量变化的原因
(1)微观角度认识
ΔH＝Q1－Q2
(2)宏观角度认识
【典例】 化学反应A2(g)＋B2(g)===2AB(g)的能量变化如图所示，下列叙述中正确的是( )
A．每生成2个AB分子吸收(a－b)kJ热量
B．该反应热ΔH＝＋(a－b)kJ·mol－1
C．该反应中反应物的总能量高于生成物的总能量
D．断裂1
mol
A—A和1
mol
B—B键，放出a
kJ能量
B [每生成2
mol
AB吸收(a－b)kJ热量，A项错误，B项正确；由图可知，反应物的总能量低于生成物的总能量，C项错误；断裂1
mol
A—A和1
mol
B—B键，吸收a
kJ能量，D项错误。]
2AB(g)===A2(g)＋B2(g)的ΔH为多少？
[答案] －(a－b)kJ·mol－1。
1．由图分析，下列说法正确的是( )
A．A→B＋C和B＋C→A两个反应吸收或放出的能量不等
B．A→B＋C ΔH<0
C．A具有的焓高于B和C具有的焓的总和
D．A→B＋C ΔH>0，则B＋C→A ΔH<0
D [由图可看出，B和C的焓之和高于A的焓，则反应B＋C→A一定是放热反应，ΔH<0；反之，A→B＋C的反应一定是吸热反应，ΔH>0。根据能量守恒定律，两反应吸收和放出的能量一定相等。]
2．键能是两原子间形成1
mol新键(或其逆过程)时释放(或吸收)的能量。已知下列物质的键能：
化学键
H—H
N≡N
N—H
键能/(kJ·mol－1)
436
946
391
则反应：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)的ΔH＝________。
[解析] ΔH＝反应物断键吸收的总能量－生成物成键释放的总能量＝946
kJ·mol－1＋3×436
kJ·mol－1－6×391
kJ·mol－1＝(2
254
kJ·mol－1－2
346
kJ·mol－1)＝－92
kJ·mol－1。
[答案] －92
kJ·mol－1
1物质发生化学反应一定伴随着能量变化，但伴随能量变化的物质变化不一定都是化学变化。如水蒸气变成液态水的过程放热，但该变化为物理变化。?
2化学反应的能量变化主要表现为热量变化，但并不完全是热量变化，还有光能、电能等。
3一个反应是吸热反应还是放热反应与反应条件无必然关系。有些放热反应需加热才能进行。
4破坏反应物中的化学键吸收的能量越小，说明反应物越不稳定，本身的能量越高。?
5形成生成物的化学键放出的能量越多，说明生成物越稳定，本身的能量越低。
1．下列说法中不正确的是
( )
A．分解反应大多数是吸热反应
B．氢氧化钾与硝酸的反应是放热反应
C．燃料有足够的空气就能充分燃烧
D．放热反应的过程，都可以看成是“贮存”在物质内部的能量转化为热能、光能、电能等被释放出来的过程
C [空气足量，燃料与空气接触不充分，也不能充分燃烧。]
2．已知：①能量越低的物质就越稳定，②白磷转化成红磷是放热反应。据此，下列判断或说法中正确的是( )
A．在相同的条件下，红磷比白磷能量高
B．在相同的条件下，白磷比红磷稳定
C．红磷和白磷的结构不同
D．红磷容易发生自燃而白磷则不会自燃
C [由题意知，白磷能量高，红磷能量低，红磷比白磷稳定。]
3．反应A＋B―→C(ΔH<0)分两步进行：①A＋B―→X(ΔH>0)，②X―→C(ΔH<0)。下列示意图中，能正确表示总反应过程中能量变化的是( )
D [由①A＋B―→X(ΔH＞0)知，A、B能量总和小于X的能量，排除A、C两项；由②X―→C(ΔH＜0)知X的能量大于C的能量，排除B项。]
4．下列反应既属于氧化还原反应，又属于吸热反应的是( )
A．铝片与稀盐酸反应
B．Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应
C．灼热的炭与CO2反应
D．甲烷在氧气中的燃烧反应
[答案] C
5．2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)反应过程的能量变化如图所示。已知1
mol
SO2(g)氧化为1
mol
SO3(g)的ΔH′＝－99
kJ·mol－1。
请回答下列问题：
(1)图中A点表示：____________________________________；
C点表示：___________________________________________。
从微观角度分析E表示________。
(2)图中ΔH＝________kJ·mol－1。
[解析] (1)图中A点表示反应物的总能量；C点表示生成物的总能量。
(2)图中ΔH表示2
mol
SO2(g)氧化为2
mol
SO3(g)的焓变为－198
kJ·mol－1。
[答案] (1)反应物的总能量 生成物的总能量 2
mol
SO2(g)和1
mol
O2(g)断键吸收的总能量 (2)－198
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