人教高中化学第一讲　化学反应的热效应.docx

化学反应与能量
第一讲　化学反应的热效应
【课标要求】　1.认识化学能可以与热能、电能等其他形式能量之间相互转化，能量的转化遵循能量守恒定律。知道内能是体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强、物质的聚集状态的影响。
2.能辨识化学反应中的能量转化形式，能解释化学反应中能量变化的本质。
3.能进行反应焓变的简单计算，能用热化学方程式表示反应中的能量变化，能运用反应焓变合理选择和利用化学反应。
一、焓变　热化学方程式
1.化学反应的实质与特征
2.焓与焓变
3.反应热
（1）概念：反应热是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。
（2）反应热和焓变的关系：恒压条件下进行的化学反应的焓变等于反应热，因此常用ΔH表示反应热。
4.活化能与催化剂
（1）E1为正反应活化能，E2为逆反应活化能，ΔH＝焓变。
（2）催化剂能降低正、逆反应的活化能，能提高反应物活化分子百分含量，但不影响焓变的大小。
5.放热反应和吸热反应
（1）放热反应和吸热反应的判断
①从反应物和生成物的总能量相对大小的角度分析，如图所示。
②从反应热的量化参数——键能的角度分析
键能越大，物质稳定性越强，不易断裂
（2）常见的放热反应
与反应条件无关，常温下能进行的反应不一定是放热反应
①可燃物的燃烧；②酸碱中和反应；③大多数化合反应；④金属跟酸的置换反应；⑤物质的缓慢氧化等。
（3）常见的吸热反应：①大多数分解反应；②盐类的水解反应；③Ba（OH）2·8H2O与NH4Cl反应；④碳和水蒸气、C和CO2的反应等。
6.热化学方程式
（1）概念：表示参加反应的物质的量和反应热的关系的化学方程式。
（2）意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。
如2H2（g）＋O2（g）===2H2O（l）
ΔH＝－571.6 kJ·mol－1
表示：2 mol氢气和1 mol氧气反应生成2 mol液态水时放出571.6 kJ的热量。
（3）热化学方程式的书写要求及步骤
【诊断1】 判断下列叙述的正误（正确的划“√”，错误的划“×”）。
（1）任何反应都有能量变化，吸热反应一定需要加热（×）
（2）同温同压下，反应H2（g）＋Cl2（g）===2HCl（g）在光照和点燃条件下的ΔH不同（×）
（3）活化能越大，表明反应断裂的化学键需要克服的能量越高（√）
（4）1 mol H2完全燃烧生成H2O（l）时放出243 kJ的热量，则反应的热化学方程式为2H2（g）＋O2（g）===2H2O（l）　ΔH＝－243 kJ/mol（×）
二、燃烧热、中和热
1.燃烧热
定义
在101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时放出的热量，叫作该物质的燃烧热。这里的指定产物是指可燃物中碳变为CO2（g），氢变为H2O（l），硫变为SO2（g），氮变为N2（g）等
单位
kJ/mol或kJ·mol－1
意义
C的燃烧热为ΔH＝－393.5 kJ·mol－1，表示在25 ℃、101 kPa条件下，
1 mol C（s）完全燃烧生成CO2（g）放出393.5 kJ的热量
表示
表示燃烧热的热化学方程式：如CH4的燃烧热为890.3 kJ·mol－1，则表示CH4燃烧热的热化学方程式为CH4（g）＋2O2（g）===CO2（g）＋2H2O（l）　ΔH＝－890.3 kJ·mol－1
2.中和热
数值为57.3 kJ·mol－1
（1）中和热的概念及表示方法
（2）中和热的测定
（1）实验装置
（2）实验步骤
①绝热装置组装→②量取一定体积酸、碱稀溶液→③测反应前酸、碱液温度→④混合酸、碱液测反应时最高温度→⑤重复2～3次实验→⑥求平均温度差（t终－t始）→⑦计算中和反应反应热ΔH。
（3）数据处理
ΔH＝－
c＝4.18 J·g－1·℃－1＝4.18×10－3kJ·g－1·℃－1。
❶为保证酸、碱完全中和，常采用碱稍稍过量（0.5 mol·L－1 HCl、0.55 mol·L－1 NaOH
溶液等体积混合）。
❷实验时不能用铜丝搅拌棒代替玻璃搅拌棒的理由是铜丝导热性好，比用环形玻璃搅拌棒误差大。
【诊断2】 判断下列叙述的正误（正确的划“√”，错误的划“×”）。
（1）已知H2（g）＋O2（g）===H2O（g）　ΔH＝－241.85 kJ·mol－1，故H2的燃烧热ΔH为－241.85 kJ·mol－1（×）
（2）已知稀溶液中，H＋（aq）＋OH－（aq）===H2O（l）　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1，则稀醋酸与稀氢氧化钠溶液反应生成1 mol水时放出57.3 kJ的热量（×）
（3）用稀醋酸和