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

新人教版 化学 选修1 第一章 化学反应的热效应 第二节 反应热的计算 1.理解盖斯定律 2.能用盖斯定律进行有关反应热的计算 3.能利用盖斯定律比较反应热大小 教学目标 在科学研究和工业生产中，常常需要了解反应热。许多反应可以通过实验直接测定，但是有些反应热是无法直接测定的。 例如，对于化学反应： C（g）+ O2（g）＝CO（g） 但这个反应热是冶金工业中非常有用的数据，应该如何获取呢？能否用已知反应的反应热来计算其他反应的反应热呢？ 新课导入 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。 G.H.Hess,1802-1850 盖斯定律的提出，为反应热的研究提供了极大的方便，使一些不易准确测量或无法测定的化学反应的反应热可以通过推算间接求得。盖斯被称为“热化学之父”。 新课导入 一、盖斯定律 1、内容： 化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是 的， 即化学反应的反应热只与反应体系的 和 有关，而与 的途径无关。 相同 始态 终态 反应 一、盖斯定律 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、本质 △H1 +△H2 ≡ 0 能量守恒 一、盖斯定律 3.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： 可间接计算某些难以直接测定的反应的反应热。 例1：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 B 课堂练习 一、盖斯定律 （1）计算反应热。 5、应用 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。 ①虚拟路径法 则有：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3 方法：①据题意虚拟转化过程，据盖斯定律计算待求反应热 ②反应热加和方式与方程式加和方式相同 △H3= △H1-△H2 ①C(s)+O2(g) = CO2(g) ②CO(g) + O2(g) = CO2(g) ΔH2= －283.0kJ/mol ΔH1= －393.5kJ/mol 例2：计算碳燃烧生成CO的反应热 ③C(s) + O2(g) = CO(g) C(s)+O2(g) CO2(g) ΔH1 ΔH2 ΔH3 CO(g)+ O2(g) △H1= △H3+△H2 △H3 课堂练习 一、盖斯定律 △H3= △H1-△H2 = -393.5 kJ/mol -(-283.0 kJ/mol) ①C(s)+O2(g) = CO2(g) ②CO(g) + O2(g) = CO2(g) ΔH2= －283.0kJ/mol ΔH1= －393.5kJ/mol ③=①-② 例3：计算碳燃烧生成CO的反应热 已知 ③C(s) + O2(g) = CO(g) = -110.5kJ/mol △H3=? ②加和法 目标反应 =反应①+反应② 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。 练习1.已知下列各反应的焓变 ①Ca(s)+C(s,石墨)+3/2O2(g)=CaCO3(s) △H = -1206.8 kJ/mol ②Ca(s)+1/2O2(g)=CaO(s) △H = -635.1 kJ/mol ③C(s,石墨)+O2(g)=CO2(g) △H = -393.5 kJ/mol 试求④CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)的焓变 ④=②＋③－① △H=+178.2 kJ/mol 课堂练习 一、盖斯定律 （2）判断反应热之间的关系 反应焓变 焓变之间的关系 aA=B　 ΔH1 A=1/aB　ΔH2 ΔH1＝ ΔH＝ aA=B　ΔH1 B=aA　ΔH2 ΔH1＝ aΔH2 －ΔH2 ΔH1＋ΔH2 热化学方程式乘(或除)以某一个数值时，反应热的数值也乘(或除)以该数值。 热化学方程式相加减时，物质之间相加减，反应热也作相应加减。 将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”随之改变，但数值不变。 即反应加减乘除，ΔH随之加减乘除 练习2.按照盖斯定律，结合下述反应方程式回答问题,已知： ①NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl(s) △H1=-176kJ/mol ②2HCl(g) +2H2O(l)=2HCl(aq) △H2=-144.6kJ/mol ③2HCl(aq)+2NH3(g)= 2NH4Cl(s)+2H2O(l) △H3=？ 则第③个方程式中的反应热△H3是________________。 2△H1-△H2 课堂练习 【归纳】运用盖斯定律书写热化学方程式及求算反应热的一般思路： 已知反应 目标反应 ①看：目标反应与已知反应位置关系（找出中间产物） ②变：已知反应变形（消除中间产物） ③加：反应相加减，焓变随之加减 （同侧相加，异侧相减） 新课讲授 二、反应热的计算 计算依据 (1)根据热化学方程式计算： (2)根据反应物和生成物的总能量计算 (4)根据反应物化学键断裂与生成物化学键形成过程中的能量变化计算。 (6)根据盖斯定律进行计算 (5)根据物质燃烧热(ΔH)数值计算 Q(放)＝ n(可燃物)×|ΔH| 虚拟路径法或加合法 反应热与反应物和生成物各物质的物质的量成正比。 (3)根据反应物和生成物的总键能计算 △H=反应物的键能总和-生成物的键能总和 △H=生成物的总能量-反应物的总能量 计算依据一 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4： 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 17 △H=反应物的键能总和-生成物的键能总和 计算依据三 根据键能计算反应热 例5：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 18 计算依据五 燃烧热 方法： 可燃物完全燃烧放出的热量＝n(可燃物) × |ΔH|(燃烧热的绝对值) 例6：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 19 计算依据六 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。 例7：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 20 计算依据七 图像 ∆H=(E2-E1)kJ/mol =(a-b) kJ/mol =-ckJ/mol ∆H=(E2-E1)kJ/mol =(a-b) kJ/mol =+ckJ/mol 21 练习3：葡萄糖是人体所需能量的重要来源之一。设它在人体组织中氧化的热化学方程式：C6H12O6(s)+6O2(g)=6CO2(g) +6H2O(l) △H= - 2800kJ/mol。 计算100g葡萄糖在人体中完全氧化时所产生的热量。 解：根据热化学方程式可知： 1mol葡萄糖完全氧化，放出2800kJ的热量 反应热与物质的量成正比 =0.556mol 0.556mol葡萄糖完全氧化时放出的热量为： 0.556mol X 2800kJ/mol=1557kJ 答：100g葡萄糖在人体组织中完全氧化时产生的热量为1557kJ 课堂练习 练习4： 焦炭与水蒸气反应,甲烷与水蒸气反应均是工业上制取氢气的重要方法。这两个反应的热化学方程式分别为： C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g) △H1= +131.5kJ/mol CH4(g)+H2O(g)=CO(g)+3H2(g) △H2= +205.9kJ/mol 试计算 ③ CH4(g)=C(s)+2H2(g) 的△H 盖斯定律 ③= ②-① △H=△H2-△H1 =+205.9kJ/mol-131.5kJ/mol =+74.7kJ/mol 解：由分析可知： 根据盖斯定律 答：CH4(g)=C(s)+2H2(g) 的△H=+74.7kJ/mol 课堂练习 三．反应热大小的判断 比较 H大小时，要包括所含的“+"和“-” (1)由ΔH的符号判断 在同温、同压下，比较下列反应放出热量Q1、Q2；H 1 、H 2 的大小。 2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) H 1 = －Q1kJ/mol 2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) H 2 = －Q2kJ/mol Q1<Q2 H1＞H2 注意： ①吸热反应的肯定比放热反应的大 ②燃料的燃烧：其他条件相同时，燃烧产物越稳定，放出热量越多，则△H越小；燃料状态为气、液、固，放出的热量依次减少，则△H依次增大 三．反应热大小的判断 当反应物、生成物的状态相同时，化学计量数越大，放热反应的ΔH越小，吸热反应的ΔH越大。 (2)由化学计量数判断 如上述反应中：c＝2a，ΔH1 ΔH3。 (3)由反应进行的程度判断 对于可逆反应，参加反应的物质的量相同和状态相同时，反应进行的程度越大，热量变化越大。 > 有以下三个反应： ①H2(g)＋O2(g)=H2O(l)　ΔH1＝－a kJ·mol－1 ②H2(g)＋O2(g)=H2O(g)　ΔH2＝－b kJ·mol－1 ③2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l)　ΔH3＝－c kJ·mol－1 三．反应热大小的判断 (4)由物质的状态判断 物质的气、液、固三态变化时的能量变化如下： 有以下三个反应： ①H2(g)＋O2(g)=H2O(l)　ΔH1＝－a kJ·mol－1 ②H2(g)＋O2(g)=H2O(g)　ΔH2＝－b kJ·mol－1 ③2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l)　ΔH3＝－c kJ·mol－1 如上述反应中：a b。 > （1） S(g)+O2(g)=SO2(g) H 1 = －Q1kJ/mol S(S)+O2(g)=SO2(g) H 2 = －Q2kJ/mol （2） C(S)+1/2O2(g)=CO(g) H 1 = －Q1kJ/mol C(S)+O2(g)=CO2(g) H 2 = －Q2kJ/mol （3） H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) H 1 = －Q1kJ/mol 1/2H2(g)+ 1/2Cl2(g)= HCl(g) H 2 = －Q2kJ/mol 练习5：在同温、同压下，比较下列反应放出热量Q1、Q2；H 1 、H 2 的大小。 Q1＞Q2 H 1< H 2 Q2＞Q1 H 2 < H 1 Q1＞Q2 H 1< H 2 课堂练习 练习6：已知: (1)H2(g)＋1/2O2 (g) ＝ H2O (g) ΔH1 = a kJ/mol (2)2H2(g)＋O2 (g) ＝2H2O (g) ΔH2 = b kJ/mol (3) H2(g)＋1/2O2 (g) ＝ H2O (l) ΔH3 = c kJ/mol (4) 2H2(g)＋O2 (g) ＝2H2O (l) ΔH4 = d kJ/mol 则a、b、c、d的关系正确的是( ) A、a<c<0 B、b>d>0 C、2a=b< 0 D、2c=d>0 C 课堂练习 练习7：下列各组热化学方程式中，化学反应的△H前者大于后者的是 。 ① C(s)＋O2(g)=CO2(g)；△H1 C(s)＋1/2O2(g)=CO(g)；△H2 ② S(s)＋O2(g)=SO2(g)；△H3 S(g)＋O2(g)=SO2(g)；△H4 ③ H2(g)＋1/2O2(g)=H2O(l)；△H5 2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l)；△H6 ④ CaCO3(s)=CaO(s)＋CO2(g)；△H7 CaO(s)＋H2O(l)=Ca(OH)2(s)；△H8 ②③④ △H1 <△H2 △H3>△H4 △H5>△H6 △H7>△H8 课堂练习 练习8：已知： ①2CH3OH(g)＋3O2(g)=2CO2(g)＋4H2O(l)　ΔH1 ②2CO(g)＋O2(g)=2CO2(g)　ΔH2 ③2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l)　ΔH3 ④2H2(g)＋O2(g)=2H2O(g)　ΔH4 ⑤CO(g)＋2H2(g)=CH3OH(g)　ΔH5 下列关于上述反应焓变的判断正确的是(　　) A．ΔH1>0，ΔH2<0 B．ΔH3>ΔH4 C．ΔH1＝ΔH2＋2ΔH3－ΔH5 D．2ΔH5＋ΔH1<0 D 课堂练习 课堂总结 新人教版 化学 选修1 第一章 化学反应的热效应 谢谢观看 Lavf58.46.101 $$