1.2.2 反应热的计算 第2课时 课件-2026-2027学年高二上学期化学人教版选择性必修1

第二节 反应热的计算 人教版必修第一册 第一章 化学反应的热效应 版权声明 感谢您下载平台上提供的PPT作品，为了您和熊猫办公以及原创作者的利益，请勿复制、传播、销售，否则将承担法律责任！熊猫办公将对作品进行维权，按照传播下载次数进行十倍的索取赔偿！ 1.在熊猫办公出售的PPT模板是免版税类（RF：Royalty-Free）正版受《中国人民共和国著作法》和《世界版权公约》的保护，作品的所有权、版权和著作权归熊猫办公所有，您下载的是PPT模板素材的使用权。 2.不得将熊猫办公的PPT模板、PPT素材，本身用于再出售，或者出租、出借、转让、分销、发布或者作为礼物供他人使用，不得转授权、出卖、转让本协议或者本协议中的权利。 01 反应热大小比较 反应热的计算 02 知识导航 反应热的计算 01 知识精研 一、反应热的计算 1.利用键能计算 ΔH 释放 431 kJ/mol×2 mol＝862 kJ ∆H＝679-862 ＝ −183 kJ/mol 吸收 436 kJ + 243 kJ ＝679 kJ ΔH＝反应物的总键能-生成物的总键能 知识精研 1.利用键能计算 ΔH 【例1】白磷与氧可发生如下反应：P4＋5O2===P4O10。已知断裂下述各化学键所需吸收的能量依次为：P-P：a kJ·mol－1、P-O：b kJ·mol－1、P=O：c kJ·mol－1、O=O：d kJ·mol－1。结合示意图中的分子结构与相关键能数据，估算该反应对应的ΔH，下列选项正确的是(　　) A．(6a＋5d－4c－12b) kJ·mol－1 B．(4c＋12b－6a－5d) kJ·mol－1 C．(4c＋12b－4a－5d) kJ·mol－1 D．(4a＋5d－4c－12b) kJ·mol－1 ΔH＝6×a kJ·mol－1＋5×d kJ·mol－1－(12×b kJ·mol－1＋4×c kJ·mol－1)＝(6a＋5d－4c－12b)kJ·mol－1 A 一、反应热的计算 析典破难 1. 先清点反应物、生成物分子内化学键数目，再用ΔH=反应物总键能−生成物总键能列式计算。 2. 看清化学计量数，要把分子数目乘以对应计量数，避免化学键数量统计出现遗漏。 3. 区分单键与双键，P−O单键和P=O双键键能不同，不能混用对应键能数据。 4. 严格套用键能公式，ΔH只等于反应物断键吸热总和减去生成物成键放热总 和。 方法总结 知识精研 2.利用能量图计算 ΔH ∆H=(E2-E1)kJ/mol =-ckJ/mol 一、反应热的计算 知识精研 2.利用能量图计算 ΔH 一、反应热的计算 ∆H=(E2-E1)kJ/mol =+ckJ/mol 知识精研 2.利用能量图计算 ΔH 【例2】碳燃烧的过程如图所示:则下列说法正确的是 A.1 mol C(s)与0.5 mol O2(g)的总能量小于1 mol CO(g)的能量 B.CO2(g) == C(g)+O2(g)　ΔH=+393.5 kJ·mol-1 C.2C(s)+O2(g) == 2CO(g)　ΔH=-221.0 kJ·mol-1 D.等量的碳燃烧C(s) CO2(g)过程比C(s) CO(g) CO2(g)过程释放的能量多 C 一、反应热的计算 析典破难 1.依据能量图像判断反应吸放热，反应物总能量高于生成物则为放热反应。 2. 可逆反应的焓变数值相等、符号相反，正向放热则逆向吸热。 3. 分步反应总焓变等于各步焓变之和，可结合能量差列式计算反应热。 4. 根据盖斯定律，反应总能量变化只与始态终态有关，和反应路径无关。 方法总结 知识精研 归纳提升 2.利用能量图计算 ΔH 利用活化能计算ΔH 能量 生成物 的总能量 反应物 的总能量 a b c a表示正反应的活化能 b表示逆反应的活化能 c表示该反应的│反应热│ 能量 反成物 的总能量 生应物 的总能量 a c b ΔH＝(a－b) kJ/mol ＝－c kJ/mol ΔH＝(a－b) kJ/mol ＝+c kJ/mol ΔH＝正反应的活化能－逆反应的活化能 一、反应热的计算 01 反应热的计算 【例题5】根据如图数据写出反应CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(g)的热化学方程式： 。 CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(g)　ΔH＝－91 kJ·mol－1 12 知识精研 3.利用盖斯定律计算 ΔH 一、反应热的计算 对于某一化学反应，无论反应是一次性完成，还是经由多个步骤分步进行，对应的反应热数值保持一致。 ΔH1 ΔH2 终态 始态 始态 终态 在特定条件下，化学反应的热效应仅由反应体系的初始状态与最终状态决定，和反应经历的中间途径没有关系。 知识精研 3.利用盖斯定律计算 ΔH 一、反应热的计算 对于某一化学反应，无论反应是一次性完成，还是经由多个步骤分步进行，对应的反应热数值保持一致。 ΔH = ΔH1 + ΔH2 假设某反应体系由始态转变至终态能够一步实现，对应的反应热为ΔH；也可以拆解为两个阶段进行：首先由始态转化为中间状态 a，反应热记作ΔH1，随后再由状态 a 变化至终态，反应热为ΔH2。 01 反应热的计算 【例题3】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: ①C(s) + H2O(g)==CO(g) + H2(g) △H1=+131.5 kJ/mol ②CH4(g) + H2O(g)==CO(g) + 3H2(g) △H2=+205.9 kJ/mol 试计算CH4(g)==C(s) + 2H2(g)的△H。 [解] 分析各化学方程式的关系可以得出，将反应①的逆反应与反应②相加，得到反应: CH4(g)==C(s) + 2H2(g) CO(g) + H2(g)=C(s) + H2O(g) △H3=-△H1=-131.5 kJ/mol +) CH4(g) + H2O(g)==CO(g) + 3H2(g) △H2=+205.9 kJ/mol CH4(g)==C(s) + 2H2(g) △H=+74.4 kJ/mol 15 知识精研 3.利用盖斯定律计算 ΔH 根据目标方程式 找出已知方程式 确定中间产物 调整已知方程式的方向和计量数消去中间产物 将调整好的ΔH加和 物质变化 能量变化 ①根据待求解的热化学方程式调整可用的已知热化学方程式的方向，同时调整ΔH的符号 ②根据待求解的热化学方程式调整可用的已知热化学方程式的方向，同时调整ΔH的符号 找出 调整 加和 求焓 将经过变形处理后的多条热化学方程式相互叠加，推导出目标热化学方程式。 依据热化学方程式作出相应调整，对焓变ΔH同步开展加、减、乘、除运算 根据待求的热化学方程式和生成物找出可用的已知热化学方程式 一、反应热的计算 知识精研 3.利用盖斯定律计算 ΔH 【例3】用H2O2和H2SO4的混合溶液可溶出废旧印刷电路板上的铜。已知： Cu(s)＋2H＋(aq)=Cu2＋(aq)＋H2(g)　ΔH＝＋64.39 kJ·mol－1 2H2O2(l)=2H2O(l)＋O2(g)　ΔH＝－196.46 kJ·mol－1 H2(g)＋1/2 O2(g)=H2O(l)　ΔH＝－285.84 kJ·mol－1 在H2SO4溶液中，1 mol Cu与1 mol H2O2完全反应生成Cu2＋(aq)和H2O(l)的反应热ΔH等于(　　) A.－417.91 kJ·mol－1 B.－319.68 kJ·mol－1 B.＋546.69 kJ·mol－1 D.－448.46 kJ·mol－1 B 根据盖斯定律，由①＋②×1/2＋③　ΔH＝－319.68 kJ·mol－1。 一、反应热的计算 析典破难 1. 盖斯定律解题先明确目标热化学方程式，梳理已知方程式的组合方式。 2. 对已知热化学方程式做变形：反向则焓变变号，加倍则焓变同步加倍。 3. 将变形后的方程式相加，消去中间物质，对应焓变也进行代数求和。 4. 核对反应物、生成物的物质的量与状态，保证和目标方程式完全一致。 方法总结 知识精研 4.利用比热容计算 ΔH Q=cm∆t 取 50 mL 0.50 mol/L 盐酸与 50 mL 0.55 mol/L NaOH 溶液充分发生中和反应，测得相关实验数据如下，试计算生成 1 mol 对应的反应热。 次数 起始温度t/℃ 终止温度 t3/℃ 温度差 △t/℃ 盐酸 t1 NaOH t2 平均值 1 24.5 25.0 24.7 26.5 1.75 2 22.0 22.4 22.2 25.4 3.2 3 25.0 25.4 25.2 28.2 3.0 ΔH = - 0.418(t2 - t1) 0.025 kJ/mol= -51.8 kJ/mol 一、反应热的计算 知识精研 5.根据热化学方程式计算 ΔH 燃烧热的定义，反应物的量为“1 mol”，生成物为稳定的氧化物。 Q放＝n(可燃物)×|ΔH|。 aA(g)+bB(g) = cC(g)+dD(g)　ΔH 　　 a　　 b　　　 c　　 d　　 |ΔH| 　 　n(A) n(B)　 n(C) n(D)　　Q 则= = = = 一、反应热的计算 环节一：反应热的计算 根据热化学方程式进行计算 【例题1】已知：①CH4(g)＋2O2(g)=CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH1； ②2H2(g)＋O2(g)=2H2O(g)　ΔH2； ③2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l)　ΔH3。 常温下取体积比4∶1的甲烷和氢气的混合气体11.2 L(标准状况)，经完全燃烧后恢复至室温，则放出的热量为 。 【解】先算出甲烷和氢气各自的物质的量，再根据热化学方程式分别求算它们各自完全燃烧放出的热量，就可求出总热量。 n(气体)＝0.5 mol， n(CH4)＝0.5 mol×4/5＝0.4 mol， n(H2)＝0.5 mol×1/5＝0.1 mol。 燃烧后恢复至室温，H2O为液态，所以放出热量： Q＝0.4 mol×(－ΔH1)＋0.1 mol×(－1/2ΔH3) ＝－(0.4 mol×ΔH1＋0.05 mol×ΔH3)。 知识精研 5.根据热化学方程式计算 ΔH 【例4】黄铁矿(主要成分为FeS2)的燃烧是工业上制硫酸时得到SO2的途径之一，反应的化学方程式为(FeS2的摩尔质量为120g·mol-1) : 4FeS2+11O2===2Fe2O3+8SO2 在25℃和101kPa时，1 mol FeS2(s)完全燃烧生成Fe2O3(s)和SO2(g)时放出853kJ的热量。这些热量(工业中叫做“废热”)在生产过程中得到了充分利用，大大降低了生产成本，对于节约资源、能源循环利用具有重要意义。 (1)请写出FeS2燃烧的热化学方程式。 (2)计算理论上1kg黄铁矿(FeS2的含量为90%)完全燃烧放出的热量。 一、反应热的计算 知识精研 5.根据热化学方程式计算 ΔH 4FeS2+11O2===2Fe2O3+8SO2 (1)请写出FeS2燃烧的热化学方程式。 (2)计算理论上1kg黄铁矿(FeS2的含量为90%)完全燃烧放出的热量。 根据题意，FeS2燃烧的热化学方程式为： FeS2(s) + O2Fe2O3 (s) + 2SO2(g) ∆H = -853 kJ/mol 1kg黄铁矿含FeS2的质量为：1000g×90% = 900g 900gFeS2的物质的量为： = 7.5mol 理论上1kg黄铁矿完全燃烧放出的热量为: 7.5mol×853kJ/mol = 6397.5kJ 一、反应热的计算 析典破难 1. 书写热化学方程式要标明物质状态，依据物质的量对应写出焓变正负与数值。 2. 先算出已知量对应的物质的量，再按比例求出1mol反应物对应的反应热ΔH。 3. 混合物计算先算出纯净物质量，再换算成物质的量，结合热化学方程式求热量。 4. 放热反应ΔH为负值，计算热量数值只算绝对值，写焓变必须带上负号。 方法总结 知识精研 6.利用燃烧热计算 ΔH 可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×燃烧热 Q放＝n(可燃物) × |ΔH|(燃烧热的绝对值) 101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时放出的热量 ΔH＝反应物的燃烧热之和一生成物的燃烧热之和 一、反应热的计算 反应热的计算 【例题2】葡萄糖是人体所需能量的重要来源之一，设它在人体组织中完全氧化时的热化学方程式为: C6H12O6(s) + 6O2(g)==6CO2(g)+ 6H2O(l) △H= -2800 kJ/mol 计算100g 葡萄糖在人体组织中完全氧化时产生的热量。 [解] 根据热化学方程式可知，1 mol C6H12O6在人体组织中完全氧化时产生的热量为2800 kJ。 C6H12O6的摩尔质量为180 g/mol。 版权声明 感谢您下载平台上提供的PPT作品，为了您和熊猫办公以及原创作者的利益，请勿复制、传播、销售，否则将承担法律责任！熊猫办公将对作品进行维权，按照传播下载次数进行十倍的索取赔偿！ 1.在熊猫办公出售的PPT模板是免版税类（RF：Royalty-Free）正版受《中国人民共和国著作法》和《世界版权公约》的保护，作品的所有权、版权和著作权归熊猫办公所有，您下载的是PPT模板素材的使用权。 2.不得将熊猫办公的PPT模板、PPT素材，本身用于再出售，或者出租、出借、转让、分销、发布或者作为礼物供他人使用，不得转授权、出卖、转让本协议或者本协议中的权利。 4、根据物质的燃烧热数值计算 6.能源问题是人类社会面临的重大课题，H2、CO、CH3OH都是重要的能源物质，它们的燃烧热依次为285.8 kJ·mol－1、282.5 kJ·mol－1、726.7 kJ·mol－1。已知CO和H2在一定条件下可以合成甲醇CO(g)＋2H2(g)=CH3OH(l)。则CO与H2反应合成甲醇的热化学方程式为(　　) A．CO(g)＋2H2(g)=CH3OH(l) ΔH＝－127.4 kJ·mol－1 B．CO(g)＋2H2(g)=CH3OH(l) ΔH＝＋127.4 kJ·mol－1 C．CO(g)＋2H2(g)=CH3OH(g) ΔH＝－127.4 kJ·mol－1 D．CO(g)＋2H2(g)=CH3OH(g) ΔH＝＋127.4 kJ·mol－1 A 反应热的计算 ΔH＝反应物的燃烧热之和一生成物的燃烧热之和 28 298K，101kPa下，由最稳定的单质生成1mol某纯物质的焓变称为该物质的标准摩尔生成焓(ΔfHmθ)。 已知：①最稳定单质的标准摩尔生成焓为0 kJ/mol，298K时，几种气态物质标准摩尔生成焓如表。 ②△H=ΣΔfHmθ(生成物) −ΣΔfHmθ(反应物)。 已知反应CO2(g)+4H2(g)=CH4(g)+2H2O(g) △H=−164.7kJ∙mol−1，求x 物质 CO2(g) H2O(g) CH4(g) H2(g) ΔfHmθ/kJ∙mol−1 −393.5 −241.5 x 0 拓展2：标准摩尔生成焓 △H=x+2×(−241.5)−（−393.5）−4×0= −164.7 x=−75.2 反应热的计算 反应热大小比较 02 知识精研 二、反应热大小比较 1.看ΔH的符号与化学计量数 ①看ΔH的符号 吸热反应ΔH>0，放热反应ΔH<0，ΔH(吸热反应) > ΔH (放热反应)。 ②看化学计量数 同一反应：ΔH与化学计量数成正比；同时还要注意正负号。 例如 H2(g)＋O2(g)==H2O(l) ΔH1＝－a kJ·mol－1； 2H2(g)＋O2(g)==2H2O(l) ΔH2＝－b kJ·mol－1 可判断：b＝2a，所以ΔH1>ΔH2。 知识精研 二、反应热大小比较 【例1】根据以下三个热化学方程式： 2H2S(g)＋3O2(g)===2SO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－Q1 kJ·mol－1 2H2S(g)＋O2(g)===2S(s)＋2H2O(l) ΔH＝－Q2 kJ·mol－1 2H2S(g)＋O2(g)===2S(s)＋2H2O(g) ΔH＝－Q3 kJ·mol－1 判断Q1、Q2、Q3三者关系正确的是(　　) A．Q1>Q2>Q3 B．Q1>Q3>Q2 C．Q3>Q2>Q1 D．Q2>Q1>Q3 A 析典破难 1. 固体硫变为气态硫需要吸收热量，等量气态硫燃烧放热多于固态硫。 2. 完全燃烧放出的热量一定大于不完全燃烧放出的热量，可直接比较数值大小。 3. 比较反应热数值时，只看放出热量的绝对值，ΔH负值不影响Q的大小比较。 4. 分析物质状态差异带来的热量变化，再对比完全燃烧与不完全燃烧的放热量。 方法总结 知识精研 二、反应热大小比较 2.看物质的聚集状态 ①同一反应，生成物的聚集状态不同 如：A(g)＋B(g)==C(g)　ΔH1＜0 A(g)＋B(g)==C(l)　 ΔH2＜0 热量：Q1＜Q2 放热反应，则ΔH1＞ΔH2 ②同一反应，反应物的聚集状态不同 如：S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH1 S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH2 热量：Q1>Q2 放热反应，则ΔH1<ΔH2 知识精研 二、反应热大小比较 3.看反应之间的联系 例如 C(s)＋O2(g)==CO2(g)　ΔH1； C(s)＋O2(g)==CO(g) ΔH2； ΔH1 ΔH2 炭的充分燃烧放热 更多， │ΔH1│>│ΔH2│ 小于 知识精研 二、反应热大小比较 【例2】下列各组热化学方程式的ΔH前者大于后者的是(　　) ①C(s)＋O2(g)=CO2(g)　 ΔH1 C(s)＋1/2O2(g)=CO(g)　 ΔH2 ②S(s)＋O2(g)=SO2(g)　 ΔH3 S(g)＋O2(g)=SO2(g)　 ΔH4 ③H2(g)＋1/2O2(g)=H2O(l)　 ΔH5 2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l)　 ΔH6 ④CaCO3(s)=CaO(s)＋CO2(g)　 ΔH7 CaO(s)＋H2O(l)=Ca(OH)2(aq)　ΔH8 A．①②④ B．①③④ C．②③④ D．①②③ C 析典破难 1. 放热反应ΔH为负值，放出热量越多，ΔH的数值就越小。 2. 等量反应物，完全燃烧放热更多，对应的ΔH比不完全燃烧更小。 3. 同一物质，气态能量高于固态，气态反应物参与反应放热更多，ΔH更小。 4. 生成物状态不同时，生成液态物质比气态放热多，对应ΔH更小。 方法总结 知识精研 二、反应热大小比较 4.注意可逆反应的ΔH 向密闭容器中充入 2 mol 二氧化硫、1 mol 氧气 ，充分反应后，放出 98.3 kJ 热量 2SO2(g)＋O2(g) ⇌ 2SO3(g)　ΔH＝－Q kJ·mol－1，则Q 98.3。 可逆反应无法进行到底，实际吸收或释放的热量通常小于焓变ΔH的绝对值。 大于 环节二：反应热的大小比较 （3）同一反应，反应物或生成物的稳定性不同，反应热不同 物质越稳定，其具有的能量越低，如稳定性： 石墨＞金刚石， C(s，石墨)＋O2(g)=CO2(g)　ΔH1＝－a kJ·mol－1 C(s，金刚石)＋O2(g)=CO2(g)　ΔH2＝－b kJ·mol－1 金刚石能量高，放出的热量多，所以b＞a，ΔH2<ΔH1<0 环节二：反应热的大小比较 （4）根据反应进行的程度比较反应热大小 ①其他条件相同，燃烧越充分，放出热量越多，ΔH越小， 如C(s)＋O2(g)=CO(g)　ΔH1；C(s)＋O2(g)=CO2(g)　ΔH2，则ΔH1＞ΔH2。 ②等物质的量主族的不同元素的单质与同一物质反应时，生成物越稳定或反应越易进行，反应放出的热量越多，ΔH越小。 例如，等物质的量的卤素单质与H2完全反应放出的热量：F2(g)＞Cl2(g)＞Br2(g)＞I2(g) 环节二：反应热的大小比较 （5）存在影响反应热的因素 对于中和反应，因溶液稀浓不同、酸碱强弱不同、产生沉淀而导致反应热的差异。 ①浓硫酸和氢氧化钠固体反应生成1 mol水时，放出的热量一定大于57.3 kJ(浓硫酸稀释和氢氧化钠固体溶解时都会放出热量)。 ②醋酸和NaOH溶液反应生成1 mol水时，放出的热量一定小于57.3 kJ(醋酸电离会吸热)。 ③稀硫酸和Ba(OH)2溶液反应生成1 mol水时，反应放出的热量一定大于57.3 kJ(和Ba2＋反应生成BaSO4沉淀会放热)。 知识融通 盖斯定律 盖斯定律 盖斯定律的应用 1.反应热研究的是化学反应前后能量的变化 2.盖斯定律：一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。 3.盖斯定律的意义 1.运用盖斯定律求算反应热一般思路 2.应用盖斯定律计算反应热的常用方法 3.根据盖斯定律书写热化学方程式 能力跃迁 C 1.反应A→C分两步进行：①A→B，②B→C．反应过程能量变化曲线如图所示(E1、E2、E3、E4表示活化能)。下列说法不正确的是 A．三种化合物的稳定性： B．A→B反应的活化能为E1 C．B→C反应的 D．加入催化剂不能改变反应的焓变 能力跃迁 A 3.下列说法中不正确的是 A．已知 Sn(s，灰锡)⇌ Sn(s，白锡) △H = +2.1kJ/ mol， 则灰锡更不稳定 B．1molH₂与足量O2反应生成lmolH₂O(l)放出285.8kJ的热量， 则H2的燃烧热为285.8kJ·mol⁻¹ C．N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g) ΔH=-akJ/ mol(a>0)；在一容器中通入1molN2和3molH2发生反应，测得放出的热量为9.2kJ， 则a>9.2 D．反应物的总能量高于生成物总能量的反应是放热反应 能力跃迁 C 4.已知：1 mol晶体硅中含有2 mol Si—Si键。工业上可通过下列反应制取高纯硅：SiCl4(g)＋2H2(g)=Si(s)＋4HCl(g)，根据下表列举的化学键的键能数据，判断该反应的反应热(ΔH)为(　　) 化学键 Si—O Si—Cl H—H H—Cl Si—Si Si—C 键能/kJ·mol－1 460 360 436 431 176 347 A.＋412 kJ·mol－1 B.－412 kJ·mol－1 C.＋236 kJ·mol－1 D.－236 kJ·mol－1 【解析】ΔH＝4×360 kJ·mol－1＋2×436 kJ·mol－1－(2×176 kJ·mol－1＋4×431 kJ·mol－1)＝＋236 kJ·mol－1。 $