1.2 反应热的计算（精讲课件）-2022-2023学年高二化学同步学习高效学讲练（人教版2019选择性必修1）

第二节 反应热的计算 选择性必修1化学反应原理 第一章 化学反应的热效应 【考纲要求】 通过盖斯定律的学习，理解盖斯定律，并能利用盖斯定律解决简单问题。 通过热化学方程式、中和热、燃烧热和盖斯定律的学习，能进行反应焓变的简单计算。 知识导航 一．盖斯定律 1．盖斯定律的内容 大量实验证明，一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。 换句话说，化学反应的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。 人势能的变化与上山的途径无关 能量守恒 始态(S) 终态(L) 先从始态S变化到终态L 体系放出热量(∆H1 <0) 然后从L到S， 体系吸收热量(∆H2>0) △H1 +△H2 ≡ 0 经过一个循环，体系仍处于S态，因为物质没有发生变化，所以就 不能引发能量变化， 即∆H1+∆H2=0 推论：同一个热化学反应方程式，正向反应∆H1与逆向反应∆H2大小相等，符号相反，即： ∆H1= –∆H2 2．盖斯定律的意义 应用盖斯定律可以间接计算以下情况(不能直接测定)的反应热： (1)有些反应进行得很慢。 (2)有些反应不容易直接发生。 (3)有些反应的生成物不纯(有副反应发生)。 下列数据∆H1表示燃烧热吗？为什么？ 已知： H2O(g)==H2O(l) ∆H2=-44kJ/mol H2(g)+1/2O2(g)==H2O(g) ∆H1=-241.8kJ/mol H2(g)+1/2O2(g)==H2O(l) ∆H= 那么，H2的燃烧热△H究竟是多少?如何计算? ∆H1+∆H2 =-285.8kJ/mol 3．应用盖斯定律的计算方法 (1)“虚拟路径”法 若反应物A变为生成物D，可以有两个途径 ①由A直接变成D，反应热为ΔH； ②由A经过B变成C，再由C变成D， 每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。 如图所示： 则有ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3 (2)加合法 加合法就是运用所给热化学方程式通过加减乘除的方法得到所求的热化学方程式。 【典型方法】 根据如下两个反应，选用上述两种方法，计算出 C(s)＋½O2(g)===CO(g)的反应热ΔH。 Ⅰ.C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1 Ⅱ.CO(g)＋½O2(g)===CO2(g)　ΔH2＝－283.0 kJ·mol－1 ①“虚拟路径”法 反应C(s)＋O2(g)====CO2(g)的途径可设计如下： 则ΔH＝ΔH1－ΔH2＝－110.5 kJ·mol－1 ②加合法 分析：找唯一：C、CO分别在Ⅰ、Ⅱ中出现一次 同侧加：C是Ⅰ中反应物，为同侧，则“＋Ⅰ” 异侧减：CO是Ⅱ中反应物，为异侧，则“－Ⅱ” 调计量数：化学计量数相同，不用调整，则Ⅰ－Ⅱ即为运算式。 所以ΔH＝ΔH1－ΔH2＝－110.5 kJ·mol－1。 Ⅰ.C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1 －Ⅱ.CO(g)＋½O2(g)===CO2(g)　ΔH2＝－283.0 kJ·mol－1 = C(s)＋½O2(g)===CO(g) ΔH＝ΔH1－ΔH2＝－110.5 kJ·mol－1 “三步”确定热化学方程式或ΔH 调整 加和 找出 根据待求解的热化学方程式中的反应物和生成物找出可用的已知热化学方程式。 ①根据待求解的热化学方程式调整可用热化学方程式的方向，同时调整△H的符号。 ②根据待求解的热化学方程式将调整好的热化学方程式进行缩小或扩大相应的倍数，同时调整△H的值。 将调整好的热化学方程式和△H分别进行求△H加和。确定目标反应的焓变△H。 【例题1】已知下列反应的反应热 CH3COOH(l)+2O2(g)=2CO2(g)+2H2O(l) △H1= －870.3 kJ/mol C(s) + O2 (g) = CO2(g) △H2= －393.5 kJ/mol H2(g) + ½ O2(g) =H2O(l) △H3=－285.8 kJ/mol 试计算下述反应的反应热： 2C(s) + 2H2 (g) + O2 (g) = CH3COOH (l) 解： ④= ②×2 +③×2- ① 2C(s) + 2O2 (g) = 2CO2(g) 2△H2= －787.0 kJ/mol 2H2(g) + O2(g) =2H2O(l) 2△H3= －571.6 kJ/mol －