第一章 第二节反应热的计算（第1课时，盖斯定律） 课件 2023-2024学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1

第一章化学反应的热效应 第二节 反应热的计算 第一课时 盖斯定律 主讲老师：张文 2023年8月23日 01 02 运用盖斯定律进行简单计算 理解盖斯定律的概念 学习目标 回顾旧知 【回忆一】有哪些方法可以确定一个反应的反应热？ ① 实验法（量热计测量）----中和反应反应热的测定 ②宏观角度焓变计算公式： △H=H(生成物总焓）-H(反应物总焓) ③微观角度焓变计算公式： △H=E(反应物断键吸收的总能量）- E(生成物成键释放的总能量) △H>0，吸热反应，焓值增大 △H<0，放热反应，焓值减小 【回忆二】如何判断一个化学反应是吸热反应或放热反应？ 方法一 回顾旧知 方法二：图示法判断 放热反应 吸热反应 导入新知 【思考】对于化学反应的反应热是否都可通过实验法测得？ 判断以下反应是否可通过实验法直接测定其反应热。 C(s)+(g)=CO (g) 不能,因为燃料碳固体燃烧不可能完全转化为CO，一定有一部分碳会转化为CO2 【思考】我们如何得到该反应的反应热呢？ 盖斯定律 新知讲解 1、定义： 化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热相同。 【思考】什么是盖斯定律？ 2、多角度理解：（爬山） 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。 反应热 一：盖斯定律理解 3、能量守恒的角度理解 始态(S) 终态(L) △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 对于任何一个反应，无论反应的途径如何，其反应的能量不会凭空消失，也不会凭空产生，只会发生形式的转换。 1．反应原理 H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l) ΔH=-57.3 kJ·mol-1 通过测定一定量的酸、碱溶液在反应前后温度的变化，计算反应放出的热量，由此得中和热。 一：盖斯定律理解 4.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。 推论 反应热效应只与反应体系的始态和终态有关， 而与反应的途径无关。 3.如图所示2mol金属钠和1mo1氢气板应的能量关系。下列说法不正确的是 知识小练 1,如图所示2mol金属钠和1mo1氢气板应的能量关系。下列说法不正确的是 二：盖斯定律应用 C(s)+(g)=CO (g) 【思考】我们如何得到该反应的反应热呢？ △H=? 【意义】盖斯定律可以间接的计算难直接测的反应热 一，虚拟路径法 方 法 二，加和法 二：盖斯定律应用 A B C D △H=△H1+△H2+△H3 △H △H2 △H3 △H1 (一)虚拟路径法 虽然C(s)+(g)=CO (g)该反应的反应热无法直接测定， 但下列两个反应的反应热却可以直接测定： C(s)+O2(g)=CO2(g) ∆H1= -393.5 kJ/mol CO(g)+ O2 (g)=CO2(g) ∆H2= -283.0 kJ/mol 二：盖斯定律应用 (1)虚拟路径法应用 C(s)+(g)=CO (g) 【思考】我们如何得到该反应的反应热呢？ △H=? 虽然C(s)+(g)=CO (g)该反应的反应热无法直接测定， 但下列两个反应的反应热却可以直接测定： C(s)+O2(g)=CO2(g) ∆H1= -393.5 kJ/mol CO(g)+ O2 (g)=CO2(g) ∆H2= -283.0 kJ/mol (1)虚拟路径法应用 上述三个反应具有如下关系： C(s)+O2(g) CO2(g) CO(g)+ O2 (g) ∆H1 ∆H3 ∆H2 途径一 途径二 根据盖斯定律，则有： ∆H3=∆H1-∆H2 =-393.5kJ/mol-（-283.0kJ/mol） =-110.5kJ/mol ∆H1=∆H2+∆H3 二：盖斯定律应用 (二)加和法 第一步： 确定目标热化学方程式中的物质，找出中间产物 【典例1】氢气与氧气生成液态水的反应， 可以通过两种途径来完成，如图所示。已知： ① H2 (g) +1/2O2 (g) = H2O (1) ΔH = － 285.8 kJ·mol－1 ② H2O (g) = H2O(1) ΔH2 = －44.0kJ·mol－1 求 H2 (g) + 1/2O2 (g)= H2O (g) 的反应热 ΔH1。 目标热化学方程式 中间产 物 二：盖斯定律应用 (二)