1.2.1 盖斯定律 课件 2022-2023学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1

第1课时　盖斯定律 第二节　反应热的计算 第一章　化学反应的热效应 1 反应热可以通过实验直接测定 还记得用啥吗？ 量热计 所有反应的反应热都可以通过实验测定反应热吗？ 答案自然是否定的。 【导】 2 例如，对于化学反应： C(s)+(g)=CO (g) C燃烧时不可能全部生成CO，总有一部分CO2生成，因此该反应的反应热是无法直接测定的。但这个反应热是冶金工业中非常有用的数据，应该如何获得呢？能否利用一些已知反应的反应热来计算其他反应的反应热呢？ 答案自然是肯定的。 3 课标要求 核心素养 1.了解盖斯定律及其简单应用。 2.能进行反应热的简单计算。 1.能量的转化遵循能量守恒定律，培养变化观念与平衡思想的化学核心素养。 2．通过反应热的计算，培养证据推理与模型认知的化学核心素养。 盖斯定律的理解与应用 【导】 素养目标 重点难点 4 反应热研究简史 G.H.Hess, 1802-1850 化学家盖斯改进了拉瓦锡和拉普拉斯的冰量热计，从而较为准确地测量了许多化学反应的热效应。通过大量实验，盖斯发现： H2SO4 H2SO4·H2O H2SO4·2H2O H2SO4·3H2O ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3 ΔH1 ΔH2 ΔH3 ΔH （课本P15页） 5 一、盖斯定律 1、内容：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。 2、特点：盖斯定律表明，在一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应进行的途径无关。 【评】 6 始态 终态 反应热 3、理解 （1）途径角度 如同山的绝对高度与上山的途径无关一样，A点相当于反应体系的 ，B点相当于反应体系的 ，山的高度相当于化学反应的 。 终态 始态 反应热 7 （2）能量守恒角度 先从始态S变化到终态L 体系放出热量(∆H1 <0) 始态(S) 然后从L到S，体系吸收热量(∆H2>0) 终态(L) 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 8 【图例说明】 从反应途径角度：A→D： ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝－(ΔH4＋ΔH5＋ΔH6)； 从能量守恒角度： ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝0。 4、意义：利用盖斯定律，可以间接地计算很难直接测量的反应热。 9 C(s)+(g)=CO (g) 该反应的反应热可以怎么得到呢？ 5、应用 【典例分析】 思路1：虚拟路径法 C(s)+O2(g) CO2(g) CO(g)+ O2 (g) ∆H1 ∆H3 ∆H2 途径一 途径二 C(s)+O2(g)=CO2(g) ∆H1=-393.5 kJ/mol CO(g)+ O2 (g)=CO2(g) ∆ H2=-283.0 kJ/mol 根据盖斯定律 ∆H1=∆H2+∆H3 ∆H3=∆H1-∆H2 =-393.5kJ/mol-（-283.0kJ/mol） =-110.5kJ/mol 10 思路2：加合法 即运用所给热化学方程式通过加减的方法得到所求热化学方程式。 C(s) + O2(g) ＝ CO(g) △H3＝？ CO(g)+ O2(g) ＝ CO2(g) △H2＝－283.0 kJ/mol C(s) + O2(g) ＝ CO2(g) △H1＝－393.5 kJ/mol +) △H3 ＝△H1 － △H2 ＝ －393.5 kJ/mol －(－283.0 kJ/mol＝ －110.5 kJ/mol 1 2 1 2 C(s) + O2(g) ＝ CO(g) △H3＝ －110.5 kJ/mol 1 2 11 Deacon直接氧化法可按下列催化过程进行： CuCl2(s)==CuCl(s)＋1/2Cl2(g)　ΔH1＝83 kJ·mol－1 CuCl(s)＋1/2O2(g)=CuO(s)＋1/2Cl2(g) ΔH2＝－20 kJ·mol－1 CuO(s)＋2HCl(g)=CuCl2(s)＋H2O(g) ΔH3＝－121 kJ·mol－1 则4HCl(g)＋O2(g)=2Cl2(g)＋2H2O(g)的ΔH＝____kJ·mol－1。 【例1】 【检】 12 2CuO(s)＋4HCl(g)=2CuCl2(s)＋2H2O(