第1章 第1节 第2课时 反应焓变的计算-2020-2021学年高中化学选修4【导学教程】同步辅导（鲁科版） word

第2课时　反应焓变的计算 [学习目标] 1.理解盖斯定律的含义。 2.能运用盖斯定律计算化学反应中的焓变。 3.通过盖斯定律的应用，体会其在科学研究中的意义。 要点　盖斯定律 1.内容 化学反应的焓变只与反应的始态和终态有关，与反应的途径无关。一个化学反应无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变都是一样的。如图所示： ΔH＝ΔH1＋ΔH2或ΔH＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5。 2.科学意义 对于无法或较难通过实验测得反应焓变的反应，可应用盖斯定律计算求得。 3.应用 若一个化学方程式可由几个化学方程式相加减而得到，则该化学反应的焓变即为这几个化学反应焓变的代数和。 一、计算焓变的常用方法 1.根据热化学方程式计算 其计算方法与根据一般方程式计算相似，可以把ΔH看成方程式内的一项进行处理，反应的焓变与参加反应的各物质的物质的量成正比。 2.根据化学键断裂和形成过程中的能量变化来计算 焓变等于破坏旧化学键吸收的能量与形成新化学键所放出的能量之差。 ΔH＝E(反应物的化学键断裂吸收的总能量)－E(生成物的化学键形成放出的总能量)。 3.根据物质所具有的能量计算 ΔH＝E(反应产物的能量和)－E(反应物的能量和)。 4.根据Q＝－C(T2－T1) 利用ΔH的绝对值与的绝对值相等进行计算。 5.根据盖斯定律进行计算 其计算步骤一般是： (1)确定待求的反应方程式； (2)找出待求方程式中各物质出现在已知方程式的什么位置； (3)根据未知方程式中各物质的化学计量数和位置的需要对已知方程式进行处理，或调整化学计量数，或调整反应方向； (4)叠加并检验上述分析的正确与否。 【特别提醒】　运用盖斯定律求反应焓变，必要时可先根据题意虚拟转化过程，然后再根据盖斯定律列式求解，同时注意正、逆反应的焓变数值相等，符号相反。 1.已知：Fe2O3(s)＋C(s)===CO2(g)＋2Fe(s)　ΔH＝234.1 kJ·mol－1；C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－393.5 kJ·mol－1；则2Fe(s)＋O2(g)===Fe2O3(s)的ΔH是 A.－824.4 kJ·mol－1　　　 B.－627.6 kJ·mol－1 C.－744.7 kJ·mol－1 D.－169.4 kJ·mol－1 解析　观察热化学方程式Fe2O3(s)＋C(s)===CO2(g)＋2Fe(s)　ΔH1＝234.1 kJ·mol－1①；C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH2＝－393.5 kJ·mol－1②；依据盖斯定律，②×－①可得2Fe(s)＋O2(g)===Fe2O3(s)，则ΔH＝ΔH2－ΔH1＝－824.35 kJ·mol－1≈－824.4 kJ·mol－1。 答案　A 二、反应热大小的比较方法 依据 比较方法 实例 反应物 的本质 等物质的量的不同物质与同一种物质反应时，性质不同其反应热不同 如等物质的量的不同金属或非金属与同一种物质反应，金属、非金属越活泼反应越容易发生，放出的热量就越多，ΔH越小 反应进行 的程度 对于多步进行的放热反应，反应越完全，则放热越多。对于可逆反应，若正反应是放热反应，反应程度越大，反应放出的热量越多，ΔH越小；若正反应是吸热反应，反应程度越大，反应吸收的热量越多，ΔH越大 (1)碳完全燃烧生成CO2放出的热量比不完全燃烧生成CO放出的热量多 (2)对于合成NH3的反应，当N2转化60%时比转化50%放出的热量多，ΔH小 反应规律 的影响ΔH 大小的因素 (1)吸热反应的ΔH肯定比放热反应的大(前者大于0，后者小于0) (2)2 mol H2完全燃烧放出的热量肯定比1 mol H2完全燃烧放出的热量多 (3)等量的碳完全燃烧生成CO2放出的热量肯定比不完全燃烧生成CO放出的热量多 (4)生成等量的水时强酸和强碱的稀溶液反应比弱酸和强碱或弱碱和强酸的稀溶液反应放出的热量多 (5)中和反应在生成水的同时若还生成沉淀[如硫酸和Ba(OH)2溶液反应]，则放出的热量比只生成水的反应放出的热量多 (6)生成同一种液态产物比气态产物放出的热量多 盖斯定律 依据盖斯定律，对热化学方程式进行相减，即得ΔH相减的计算式，依据相减得到的化学反应的特点判断相减的ΔH计算式与零的关系，即判断ΔH的大小 S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH1① S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH2② ①－②为S(g)===S(s)　ΔH1－ΔH2＜0 【特别提醒】　ΔH的符号、数值和单位属于一个整体，不能随意分割，在比较两个热化学方程式中ΔH的大小时，比的是其代数值，要带正、负号进行比较；在比较两个反应热效应的大小时，应取ΔH的绝对值进行比较。 2.已知胆矾溶于水时，溶液温度降低。在室温下将1 mol无水硫