第一单元 化学反应中的热效应教学设计

第一单元

化学反应中的热效应

知识点讲解

河北峰峰第一中学 杨博

课标解读

课标要求

1.

知道键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。

2.

通过生产、生活中的实例了解化学能

与热能的相互转化。

3.

能举例说明化学能与热能的相互转化，

了解反应热和焓变的含义，能用盖斯定律进

行有关反应热的简单计算。

知识再现

知识点1. 化学变化中的物质变化与能量变化. 物质变化的实质:旧化学键的断裂和新化学键的生成. 能量变化的实质:破坏旧化学键需要吸收能量,形成新化学键需要放出能量,化学反应过成中,在发生物质变化的同时必然伴随着能量变化.如下图:

也可以从物质能量的角度来理解: 反应物总能量

放热

反应

生成物总能量

生成物总能量

能

量

吸热

反应

反应物总能量

反应物总能量

能

量

生成物总能量

吸热

反应物总能量

反应过程

学习目标

1.化学反应中物质变化和能量变化的实质学会从微观角度认识化学反应的反应热及焓变。

2.热化学方程式及其书写、燃烧热及中和热的定义。

3.掌握盖斯定律及焓变的简单计算。

放热

生成物总能量

反应过程

概念: 1.

反应热: 化学反应过程中所释放或吸收的能量,都可以用热量(或换算成相应的热量)来表示,叫反应热. 2.

放热反应: 化学反应过程中释放能量的反应叫放热反应.

1

3.

4.

吸热反应: 化学反应过程中吸收能量的反应叫吸热反应. 燃烧热:25°C、101kPa时,1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量叫做该物质的燃烧热.单位:kJ/mol或J/mol. 提示: (1)规定要在25°C,101kPa下测出热量,因为温度、压强不定反应热的数值也不相同. (2)规定可燃物的物质的量为1ol. (3)规定可燃物完全燃烧生成稳定的化合物所放出的热量为标准.所谓完全燃烧,是指物质中下列元素完全转化成对应的物质:C----CO2 ,H----H2O ,S----SO2 ,等. 5.

中和热:在稀溶液中,酸和碱发生反应时生成1molH2O,这时的反应热叫做中和热. 提示: (1)必须是酸和碱的稀溶液,因为浓酸和浓碱在相互稀释的时候会放热; (2)强酸和强碱的稀溶液反应才能保证中和热是57.3kJ/mol,而弱酸或弱碱在中和反应中电离吸收热量,其中和热小于57.3kJ/mol; (3)以1mol水为基准,所以在写化学方程式的时候应该以生成1mol水为标准来配平其余物质的化学计量数.即H2O的系数为1. 常见的吸热反应和放热反应：

吸热反应：其特征是大多数反应过程需要持续加热，如ＣaCO3分解等大多数分解反应，H2和I2、Ｓ、Ｐ等不活泼的非金属化合，Ｂa（OH）2·8H2O和NH4Cl固体反应，CO2和C的反应。

放热反应：燃烧、中和、金属和酸的反应、铝热反应等。

说明：吸热反应有的不需要加热如：Ｂa（OH）2·8H2O和NH4Cl固体反应，多数需要加热，放热反应有的开始时需要加热以使反应启动。即反应的吸、放热与反应条件无关。

知识点2. 化学反应的焓变

概念：

1．

焓：用于表示物质所具有的能量的这一固有性质的物理量，叫做焓。

2．

化学反应的焓变：化学反应过程中反应物总能量与生成物总能量的变化叫做反应的焓变。热化学研究表明，对于在等压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能（同时可能伴随着反应体系体积的改变），而没有转化为电能、光能等其他形式的能，则该反应的反应热就等于反应前后物质的焓的变化。表达为： Qp＝△H

其中：Qp表示在压强不变的条件下化学反应的反应热。

△H＝H（反应产物）－H（反应物）

△H为反应产物的总焓与反应物的总焓之差，称为化学反应的焓变。

知识点3. 热化学方程式及其书写

概念：热化学方程式：能表示参加反应物质的量和反应热之间的关系的化学方程式。

2

意义：既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。

书写注意事项：

（1）

要注明反应物和生成物的聚集状态（若为同素异形体、要注明名称），因为物质呈现哪一种聚集状态，与它们所具有的能量有关，即反应物的物质相同，状态不同，△H也不同。

（2）

要注明反应温度和压强。因为△H的大小和反应的温度、压强有关，如不注明，即表示在101kPa和25°C。

（3）

热化学方程式中的化学计量数不表示分子个数，而是表示物质的量，故化学计量数可以是整数，也可以是分数。相同物质的化学反应，当化学计量数改变时，其△H也同等倍数的改变。

（4）

△H的表示：在热化学方程式中△H的“＋”“－”一定要注明，“＋”代表吸热，“－”代表放热。△H的单位是：kJ/mol或J/mol。

知识点4. 焓变的计算――盖斯定律及其应用

1.

盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是几步完成，其反应热是相同的，也就是说，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，而与具体的反应进行的途径无关。如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热和该反应一步完成的反应热相同，这就是盖斯定律。

2.

盖斯定律的应用

盖斯定律在科学研究中具有重要意义。因为有些反应进行的很慢，有些反应不容易直接发生，有些反应的产品不纯（有副反应发生），这给测定反应热造成了困难。此时如果应用盖斯定律，就可以间接的把它们的反应热计算出来。例如：

C（S）＋0.5O2（ｇ）=CO(g)

上述反应在O2供应充分时，可燃烧生成CO2、O2供应不充分时，虽可生成CO，但同时还部分生成CO2。因此该反应的△H无法直接测得。但是下述两个反应的△H却可以直接测得： C（S）＋O2（g）=CO2(g)

；

△H1=-393.5kJ/mol CO（g）

＋0.5 O2（g）＝CO2(g) ；△H2＝-283.0kJ/mol 根据盖斯定律，就可以计算出欲求反应的△H。

分析上述反应的关系，即知

3

△H1＝△H2＋△H3

△H3＝△H1－△H2＝-393.5kJ/mol－(-283.0kJ/mol) ＝-110.5kJ/mol 由以上可知，盖斯定律的实用性很强。

3．反应热计算

根据热化学方程式、盖斯定律和燃烧热的数据，可以计算一些反应的反应热。

(1)

反应热、燃烧热的简单计算都是以它们的定义为基础的，只要掌握了它们的定义的内涵，注意单位的转化即可。

(2)

关于热化学方程式的简单计算的依据

a热化学方程式中化学计量数之比等于各物质物质的量之比；还等于反应热之比。

ｂ热化学方程式之间可以进行加减运算。

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