1.2.1 化学反应热的计算-2023-2024学年高二化学必备【考点·题型】讲与练（人教版2019选择性必修1）

1.2.1 化学反应热的计算 核心素养发展目标 1、知道盖斯定律的内容，能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算 2、学会有关反应热计算的方法技巧，进一步提高化学计算的能力 考点梳理 一、盖斯定律 1、内容：1836年，化学家盖斯从大量实验中总结出一条规律：一个化学反应，不管是一步完成还是分几步完成的，其反应热是相同的。这就是盖斯定律 2、特点：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 3、多角度理解盖斯定律 (1)从反应途径角度理解盖斯定律 如同山的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 (2)从能量守恒定律的角度理解盖斯定律 从S→L，ΔH1<0，体系放出热量 从L→S，ΔH2>0，体系吸收热量 根据能量守恒，ΔH1＋ΔH2＝0 (3)实例 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 3、盖斯定律的意义：有的反应进行得很慢，有些反应不直接发生，有些反应产品不纯(有副反应发生)，这给测定反应热造成了困难，若应用盖斯定律可间接地把它们的反应热计算出来 4、盖斯定律的应用 根据如下两个反应：Ⅰ、C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1 Ⅱ、CO(g)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH2＝－283.0 kJ·mol－1 选用两种方法，计算出C(s)＋O2(g)===CO(g)的反应热ΔH (1)虚拟路径法 反应C(s)＋O2(g)===CO2(g)的途径可设计如下 则ΔH＝－110.5 kJ·mol－1 (2)加合法 ①写出目标反应的热化学方程式，确定各物质在各反应中的位置，C(s)＋O2(g)===CO(g) ②将已知热化学方程式Ⅱ变形，得反应Ⅲ：CO2(g)===CO(g)＋O2(g)　ΔH3＝＋283.0 kJ·mol－1 ③将热化学方程式相加，ΔH也相加：Ⅰ＋Ⅲ得，C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH＝ΔH1＋ΔH3，则ΔH＝－110.5 kJ/mol 二、反应热的计算 1、根据盖斯定律将热化学方程式进行适当的“加”“减”等计算反应热 (1)分析目标反应和已知反应的差异，明确①目标反应物和生成物；②需要约掉的物质 (2)将每个已知热化学方程式两边同乘以某个合适的数，使已知热化学方程式中某种反应物或生成物的化学计量数与目标热化学方程式中的该物质的化学计量数一致，同时约掉目标反应中没有的物质，热化学方程式的反应热也进行相应的换算 (3)将已知热化学方程式进行叠加，相应的热化学方程式中的反应热也进行叠加 以上步骤可以概括为找目标，看来源，变方向，调系数，相叠加，得答案 2、根据反应物和生成物的键能计算：ΔH＝反应物总键能－生成物总键能 常见物质中的化学键数目 物质 CO2(C===O) CH4(C－H) P4(P－P) SiO2(Si－O) 石墨 金刚石 S8(S－S) Si 键数 2 4 6 4 1.5 2 8 2 3、根据热化学方程式计算：反应热与反应方程式中各物质的物质的量成正比 三、反应热的大小比较 1、与“符号”相关的反应热比较：对于放热反应来说，ΔH＝－Q kJ·mol－1，虽然“—”仅表示放热的意思，但在比较大小时要将其看成真正意义上的“负号”，即：放热越多，ΔH反而越小 2、与“化学计量数”相关的反应热比较 如：H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH1＝－a kJ·mol－1， 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH2＝－b kJ·mol－1，a<b，ΔH1>ΔH2。 3、与“物质聚集状态”相关的反应热比较 (1)同一反应，生成物状态不同时 A(g)＋B(g)===C(g)　ΔH1<0， A(g)＋B(g)===C(l)　ΔH2<0， 因为C(g)===C(l)　ΔH3<0， 则ΔH3＝ΔH2－ΔH1<0， 所以ΔH2<ΔH1 图示 (2)同一反应，反应物状态不同时 S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH1<0 S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH2<0 ΔH2＋ΔH3＝ΔH1，则ΔH3＝ΔH1－ΔH2，又ΔH3<0，所以ΔH1<ΔH2 图示 4、与“同素异形体”相关的反应热比较 C(石墨，s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1 C(金刚石，s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH2 因为C(石墨，s)===C(金刚石，s)　ΔH>0 所以ΔH1>ΔH2 图示