1.2 反应热的计算 课件 2024-2025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2节 反应热的计算 选择性必修一 化学反应原理 一．盖斯定律 1.盖斯定律的内容 不管化学反应是一步完成或分几步完成,其反应热相同。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。 2.盖斯定律直观化 △H＝△H1+△H2 ΔH＝ΔH1＋ΔH2 ＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5 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 3、能量守恒角度理解 △H1 +△H2 ≡ 0 能量的吸收和释放是以发生变化的物质为基础的，两者密不可分，但以物质为主。如果物质没有变化，就不能引起能量的变化，前者为因，后者为果。 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 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。 【例】已知在298 K时下述反应的有关数据： C(s)＋1/2O2(g)===CO(g)　ΔH1＝－110.5 kJ·mol－1 C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH2＝－393.5 kJ·mol－1， 则C(s)＋CO2(g)===2CO(g)的ΔH为(　　) A．＋283.5 kJ·mol－1 B．＋172.5 kJ·mol－1 C．－172.5 kJ·mol－1 D．－504 kJ·mol－1 【解析】　①2C(s)＋O2(g)===2CO(g)　ΔH3＝－221 kJ·mol－1②CO2(g)===C(s)＋O2(g)　ΔH4＝＋393.5 kJ·mol－1利用盖斯定律，①＋②可得C(s)＋CO2(g)===2CO(g)　ΔH＝－221 kJ·mol－1＋393.5 kJ·mol－1＝＋172.5 kJ·mol－1。 B 有些化学反应进行很慢或不易直接发生，很难直接测得这些反应的反应热，可通过盖斯定律获得它们的反应热数据。 二．盖斯定律的应用 ①虚拟路径法 若反应物A变为生成物D，可以有两种途径： (a)由A直接变成D，反应热为ΔH； (b)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 C(s)+ O2(g) CO2(g) △H1 △H3 △H1＝ △H2 ＋ △H3 CO(g) + O2(g) 1 2 △H2 △H3 ＝△H1 － △H2 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 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。 根据盖斯定律书写热化学方程式的方法： (1)确定待求反应的热化学方程式； (2)找出待求热化学方程式中各物质出现在已知方程式中的位置(是同侧还是异侧)； (3)利用同侧相加、异侧相减进行处理； (4)根据未知方程式中各物质的化学计量数通过乘除来调整已知反应的化学计量数，并消去中间产物； (5)实施叠加并确定反应热的变化。 ①热化学方程式中物质的化学计量数同乘以某一数时，反应热数值也必须乘以该数； ②热化学方程式相加减时，同种物质之间可相加减，反应热也随之相加减； ③将一个热化学方程式颠倒时，△H的数值不变，但“+”、“—”号必须随之改变； ④若热化学方程式相减，最好能先把被减方程式进行颠倒，然后相加，更不易出错。 应用盖斯定律计算反应热应注意： △H=反应物的键能总和-生成物的键能总和 计算依据一 根据键能计算反应热 三、反应热的计算 【例】已知：CH3CH3→CH2＝CH2＋H2； 有关化学键的键能如下。 化学键 C－H C＝C C－C H－H 键能 414.4 615.3 347.4 435.3 （kJ/mol） 试计算该反应的反应热。 ΔH =＋125.6 kJ/mol 10 计算依据二 热化学方程式 2H2(g)＋O2(g) ＝ 2H2O(g) ∆H1＝－483.2kJ/mol H2(g)＋1/2O2(g) ＝ H2O(g) ∆H2＝? 热化学方程式与数学上的代数方程式相似，可以移项同时改变正负号，各项的化学计量数包括△H的数值可以同时扩大或缩小相同的倍数。 反应热与各物质的物质的量成 。 正比 例如： 对于相同的反应，化学计量数增大n倍，反应热也相应增大n倍。 －241.6kJ/mol 11 计算依据三 燃烧热 方法二： 可燃物完全燃烧放出的热量＝n(可燃物) × |ΔH|(燃烧热的绝对值) 已知3.0 g乙烷在常温下完全燃烧放出的热量为155.98 kJ，则表示乙烷燃烧热的热化学方程式是(　　) A.2C2H6(g)＋7O2(g)=4CO2(g)＋6H2O(l) ΔH＝－3 119.6 kJ·mol－1 B.C2H6(g)＋O2(g)=2CO(g)＋3H2O(l) ΔH＝－1 559.8 kJ·mol－1 C.C2H6(g)＋O2(g)=2CO2(g)＋3H2O(g) ΔH＝－1 559.8 kJ·mol－1 D.C2H6(g)＋O2(g)=2CO2(g)＋3H2O(l) ΔH＝－1 559.8 kJ·mol－1 D 12 计算依据四 盖斯定律 根据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其∆H相加或相减，得到一个新的热化学方程式 数学本质——加和法 目的：始态和终态完全一致，消除中间产物。 已知：①2CO(g)＋O2(g)=2CO2(g)　ΔH1＝－566 kJ·mol－1； ②N2(g)＋O2(g)=2NO(g)　ΔH2＝＋180 kJ·mol－1， 则2CO(g)＋2NO(g)=N2(g)＋2CO2(g)的ΔH是（ ） －746 kJ·mol－1 解析　利用盖斯定律可知①－②即可得：2CO(g)＋2NO(g)=N2(g)＋2CO2(g)，故该反应的ΔH＝－566 kJ·mol－1－180 kJ·mol－1＝－746 kJ·mol－1。 13 计算依据五 图像 ∆H=(E2-E1)kJ/mol =(a-b) kJ/mol =-ckJ/mol ∆H=(E2-E1)kJ/mol =(a-b) kJ/mol =+ckJ/mol 14 $$