1.2 反应热的计算 盖斯定律-【精美课件】2023-2024学年高二化学同步精美课件（人教版2019选择性必修1）

新 教 材 第一章 化学反应的热效应 反应热的计算 第二节 问题：目前我们学过哪些方法可以确定一个反应的反应热？ ①用量热计直接测量 ②ΔH = E(生成物内能之和)— E(反应物内能之和) ③ΔH = E(反应物的键能总和)- E(生成物键能总和) 或者：ΔH = E(吸)- E(放) 如，中和反应的反应热测定 许多化学反应的反应热可用量热计测定，有的可以通过化学键键能计算，但有少数反应不好确定，则可利用“盖斯定律”计算 2 ∆H=(E2-E1)kJ/mol =(a-b) kJ/mol =-ckJ/mol ∆H=(E2-E1)kJ/mol =(a-b) kJ/mol =+ckJ/mol 根据图像计算反应热 3 例：已知化学反应A2(g)＋B2(g)=2AB(g)的能量变化如图所示，则该反应的反应热为________________________. ΔH＝＋(a－b) kJ·mol－1 4 【思考与讨论】 请判断以下反应的反应热是否可以通过实验直接测定，说出你的理由。 C(s) + 1/2O2(g) = CO (g) 该反应的反应热是无法直接测定的。 因为 C燃烧时不可能全部生成CO，总有一部分CO2生成。 可以利用“盖斯定律”进行计算 什么是“盖斯定律”？ 请同学们看到课本P13 许多化学反应的反应热可用量热计测定，有的可以通过化学键键能计算，但有少数反应不好确定，则可利用“盖斯定律”计算 5 1840年，盖斯(G.H. Hess，俄国化学家)从大量的实验事实中总结出一条规律：化学反应不管是一步完成还是分几步完成，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 反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的， 这就是盖斯定律。 用这一定律可以从已精确测定的反应的热效应来计算难于测量或不能测量的反应的热效应。 【化学史料】 不管化学反应是分一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。 一、盖斯定律 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。 1.盖斯定律的内容： (或者说) 2.理解盖斯定律 始 态 终 态 A B C ΔH ΔH1 ΔH2 ΔH3 ΔH4 ΔH5 无论途径如何： ΔH ==ΔH1+ΔH2 ==ΔH3+ΔH4+ΔH5 殊途同归 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始态，B点相当于反应体系的终态，山的高度相当于化学反应的反应热。同一起点登山至山顶，不管选哪一条路走，历经不同的途径和不同的方式，但山的高度是不变的。 多角度理解盖斯定律 (1)途径角度 终态(L) 始态(S) 反应热 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 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) 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)能量守恒角度 △H1 +△H2 ≡ 0 对于任意一个反应，无论该反应从什么途径发生，从反应开始到反应结束，能量既不增加，也不减少，只是从一种形式转化成另一种形式 3.图例说明 从反应途径角度：A→D： ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3 从能量守恒角度： ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝0。 ＝－(ΔH4＋ΔH5＋ΔH6)； 4、盖斯定律在科学研究中的重要意义： 有些反应进行得很慢； 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）。 这些都给测量反应热造成了困难，利用盖斯定律可以间接地把它们的反应热计算出来 例1：已知：①C(s)+O2(g)= CO2(g) △H1=-393.5kJ/mol ②CO(g)+ ½ O2(g)= CO2(g) △H2=-283.0kJ/mol 求：C(s)+½O2(g)= CO (g) 的反应热△H3 CO(g) C(s) CO2(g) H2 H1 H3 ? C(s)+½O2(g)=CO(g) △H3＝？ CO(g)+½O2(g)=CO2(g) △H2＝-283.0 kJ/mol +) 由盖斯定律：△H3 + △H2 = △H1 ∴△H3 = △H1 － △H2 = -110.5 kJ/mol =ΔH1+ΔH2 ΔH1 C(s)+O2(g)=CO2(g) ) △H1=-393.5kJ/m