化学反应热的计算(第一课时)
反应热的计算-高二化学人教版(2019)选择性必修1
化 CH4 (g) + 3/2O2 (g) ＝ CO (g) + 2H2O(l) ΔH2= −607.3kJ/mol
【练习3，课本17页第4题】火箭发射时可以用肼（N2H4，液态）作燃料， NO2作氧化剂，二者反应生成N2和水蒸气。已知： ① N2(g) + 2O2(g) ＝ 2NO2(g) ΔH1= +66.4kJ/mol ② N2H4(l) + O2(g) ＝ N2(g) + 2H2O(g) ΔH2= −534kJ/mol
任务2 理解盖斯定律
坐缆车 或步行
人的势能变化与上山的 途径无关，只与起点和 终点的海拔差有关。
任务2 理解盖斯定律
始态
终态
“三一定” 物质种类、物质状态、物质的量
结论：反应热研究的是化学反应 前后能量的变化，与途径无关。
任务2 理解盖斯定律
例 已知在298K时：
① C(s) + O2(g) ＝ CO2(g)
ΔH1= −393.5kJ/mol
② CO(g) + 1/2O2(g) ＝ CO2(g) ΔH2= −283.0kJ/mol
问题：要测出C(s) + 1/2O2(g) ＝ CO(g) ΔH3=？
【思考】以上热化学方程式中的物质变化有何联系?
任务2 理解盖斯定律
物质变化 分步进行
CO (g) + 1/2O2 (g)
C(s) + O2(g) ＝ CO2(g)
ΔH1= −393.5 kJ/mol
ΔH3 = ΔH1 − ΔH2 = −393.5 kJ/mol − (−283.0 kJ/mol）= −110.5 kJ/mol
化学反应热的计算最全版
也就是说，化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关。
如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的，这就是盖斯定律。
[投影][讲]根据图示从山山的高度与上山途径无关及能量守衡定律来例证盖斯定律。
［活动］学生自学相关内容后讲解[板书]1、盖斯定律：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关。
[讲]盖斯定律在生产和科学研究中有很重要的意义。
有些反应的反应热虽然无法直接测得，但利用盖斯定律不难间接计算求得。
[板书]2、盖斯定律在生产和科学研究中有很重要的意义[科学探究]对于反应：C（s）+ O2（g）=CO（g）因为C燃烧时不可能完全生成CO，总有一部分CO2生成，因此这个反应的ΔH无法直接测得，请同学们自己根据盖斯定律设计一个方案反应的ΔH。
[师生共同分析]我们可以测得C与O2反应生成CO2以及CO与O2反应生成CO2的反应热：C（s）＋O2（g） =CO2（g）；ΔH=－393．5 kJ／molCO（g）+ O2（g）=CO2（g）；ΔH=－283．0 kJ／mol［投影］［讲］根据盖斯定律.可以很容易求算出C（s）+ O2（g）=CO（g）的ΔH。
∵ΔH1=ΔH2+ΔH3∴ΔH2=ΔH1－ΔH3=－393．5kJ/mol－（－283．0kJ/mol）＝－110．5 kJ／mol即：C（s）+ O2（g）=CO（g）的ΔH=－110．5 kJ／mol［投影］［点击试题］例1、通过计算求的氢气的燃烧热：可以通过两种途径来完成如上图表：已知：H2（g）+O2（g）=H2O（g）；△H1＝－molH2O(g)＝H2O(l)；△H2＝－mol根据盖斯定律，则△H＝△H1＋△H2＝－mol＋(－mol)＝－mol［点击试题］例2、实验中不能直接测出由石墨和氢气生成甲烷反应的ΔH，但可测出CH4燃烧反应的ΔH1，根据盖斯定律求ΔH4CH4(g)+2O2(g)＝CO2(g)+2H2O(l)；ΔH1=·mol-1 (1)C(石墨)+O2(g)＝CO2(g)；ΔH2=-393·5kJ·mol-1 (2)H2（g）+O2（g）=H2O（l）；ΔH3=·mol-1 (3)C(石墨)+2H2(g)＝CH4(g)；ΔH4(4)［投影］［讲］利用盖斯定律时，可以通过已知反应经过简单的代数运算得到所求反应，以此来算得所求反应的热效应。
化学反应热的计算ppt课件
环形玻璃搅拌棒、实验大概步骤、操作注意之处及原因
2
第二节 燃烧热
一、燃烧热
．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳
定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点： ①研究条件：101 kPa
②反应程度：
完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时
的中和热小于57.3kJ/mol。
3
第三节 化学反应热的计算
一、盖斯定律(主要是应用)
1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物） 和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关， 如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和 与该反应一步完成的反应热是相同的。 2、运用：根据盖斯定律，可以设计反应求出另一个反应的 反应热。
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化学平衡图像
速率——时间(判断改变条件、平衡移动) 转化率——温度——压强(定一变二)
转化率——T/P——时间(先拐先平数值大)
二、化学平衡常数
表达式、K值只与温度有关、转化率的计算 计算题(列出起始、转化、平衡浓度)
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第四节 化学反应进行的方向
金属腐蚀快慢的规律：在同一电解质溶液中，金属腐蚀的 快慢规律如下： 电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀 ＞有防腐措施的腐蚀
防腐措施由好到坏的顺序如下： 外接电源的阴极保护法＞牺牲负极的正极保护法＞有一般 防腐条件的腐蚀＞无防腐条件的腐蚀
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反应方向判断依据
• 在温度、压强一定的条件下，化学反应的 判读依据为：
• ΔH-TΔS〈 0 反应能自发进行
• ΔH-TΔS = 0 反应达到平衡状态
化学选择性必修一第一章化学反应的热效应二节 反应热的计算第一课时 1.2.1盖斯定律及其应用课件3份
然后从L到S，体系吸收 热量(∆H2>0)
推论：同经一过个一热个化循环学，反体应系方仍程处式于S，态正，向因为反物应质∆没H1有与发逆生向变反化，应所∆H2大小相
等，符号相以就反不，能即引：发∆能H量1=变–∆化H，2 即∆H1+∆H2=0
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。
【思考】
C的燃烧，很难控制C只生成CO而不继续生成CO2，C（s）+ ½ O2（g）=CO（g）因此这个反应的ΔH无法直接测得。但这个反应 的反应热是冶金工业中非常有用的数据，应该如何获得呢？能否 利用一些已知反应的反应热来计算其他反应的反应热呢？
答案自然是肯定的 应用盖斯定律，可间接地把它的反应热计算出来。
H2(g)+1/2O2(g) = H2O (l) △H＝△H1＋ △H2＝－285.8kJ/mol
实例2
同素异形体相互转化但反应热相当小而且转化速率慢，有 时还很不完全，测定反应热很困难。现在可根据盖斯提出的观 点“不管化学反应是一步完成或分几步完成，这个总过程的热 效应是相同的”。已知：
P4(s、白磷)+5O2(g)=P4O10(s)；
H1 = -2983.2 kJ/mol
P(s、红磷)+5/4O2(g)=1/4P4O10(s)； H2 = -738.5 kJ/mol
试写出白磷转化为红磷的热化学方程式 ①－4×②：
P4_(_白_磷_、__s_) _=__4_P_(_红_磷_、__s_)；_____H_=__-_29_._2_k_J_/m_。ol
C(s)+O2(g)=CO(g) ∆H1=-393.5 kJ/mol CO(g)+ 12O2 (g)=CO2(g) ∆ H2=-283.0 kJ/mol 上述三个反应具有如下关系：
化学反应热的计算(第一课时)
化学反应热的计算（第一课时）学习目标：1、理解盖斯定律的内容和实质。
2、能用盖斯定律和热化学方程式进行有关反应的简单计算。
重点难点：重点：盖斯定律的内容和实质。
难点：能用盖斯定律和热化学方程式进行有关反应的简单计算。
学习过程：1、如何测出这个反应的反应热：（1）C(s)+1/2O 2(g)==CO(g) ΔH 1=?2、叙述盖斯定律。
为什么要学习盖斯定律？并完成ΔH 、ΔH 1、ΔH 2之间有何关系？△H△H 11、盖斯定律的应用(1)下列数据△H1能表示H2的燃烧热吗？H2(g)+ O2(g)＝H2O(g) △H1＝-241.8kJ/mol 已知：H2O(g)＝H2O(l) △H2＝-44kJ/mol 那么，H2的燃烧热△H究竟是多少？如何计算？H2(g)+ O2(g)＝H2O(l) △H3＝?(2)根据下列数据求石墨的燃烧热：C(s) + O2(g)＝CO(g) ΔH1＝-110.5kJ/mol CO(g) + O2(g)＝CO2(g)ΔH2＝-283.0kJ/mol 求：C(s) + O2(g)＝CO2(g) ΔH3＝?当堂检测：1、已知下列反应的反应热:（1）CH3COOH(l)+2O2(g)=2CO2(g)+2H2O(l)△H1＝－870.3kJ/mol（2）C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH2=－393.5 kJ/mol（3）H2(g)+ O2(g)=H2O(l) △H3＝－285.8kJ/mol试计算下列反应的反应热：2C(s)+2H2(g)+O2(g)=CH3COOH(l) ΔH=？2、按照盖斯定律，结合下述反应方程式，回答问题，已知：(1)NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl(s) △H1=-176kJ/mol(2)NH3(g)+H2O(l)=NH3· H2O(aq) △H2= -35.1kJ/mol(3)HCl(g) +H2O(l)=HCl(aq) △H3=-72.3kJ/mol(4)NH3(aq)+ HCl(aq)=NH4Cl(aq) △H4=-52.3kJ/mol(5)NH4Cl(s)+2H2O(l)= NH4Cl(aq) △H5=？则第（5）个方程式中的反应热△H是________。
反应热的计算(课件)高二上学期化学人教版(2019)选择性必修1
题型五：根据燃烧热计算
根据燃烧热计算：紧扣燃烧热的定义，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|。
例5.[课本P15例题1]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：4FeS2+11O2≜2Fe2O3+8SO2,在25℃
(2)CH4CO2催化重整不仅可以得到合成气(CO和H2)，还对温室气
体的减排具有重要意义。CH4CO2催化重整反应为
CH4(g)＋CO2(g)══2CO(g)＋2H2(g)。
已知：C(s)＋2H2(g)══CH4(g) ΔH＝－75 kJ·mol－1
C(s)＋O2(g)══CO2(g) ΔH＝－394 kJ·mol－1
∆H=(E2-E1)kJ/mol
=(a-b) kJ/mol
=-ckJ/mol
∆H=(E2-E1)kJ/mol
=(a-b) kJ/mol
=+ckJ/mol
例2. 理论研究表明，在101 kPa和298 K下，HCN(g)
过程的能量变化如图所示。下列说法错误的是 (
HNC(g)异构化反应
)D
A．HCN比HNC稳定
3H2(g)＋N2(g)
2NH3(g)
ΔH＝3E(H—H)＋E(N≡N)－6E(N—H)。
例3.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（kJ/mol）
414.4
615.3
347.4
435.3
2021年高二人教版化学选修四教案集：1.3化学反应热的计算
第三节化学反应热的计算（第一课时）教学目标：盖斯定律及其应用教学重点：盖斯定律、反应热的计算教学难点：盖斯定律的应用学习过程1．引入：如何测出这个反应的反应热：C(s)+1/2O2(g)==CO(g)①C(s)+1/2O2(g)==CO(g) ΔH1=?②CO(g)+1/2O2(g)== CO2(g) ΔH2=-283.0kJ/mol③C(s)+O2(g)==CO2(g) ΔH3=-393.5kJ/mol① + ② = ③，则ΔH1 + ΔH2 =ΔH3所以，ΔH1=ΔH3-ΔH2 ΔH1=-393.5kJ/mol+ 283.0kJ/mol=-110.5kJ/mol2．盖斯定律：不管化学反应是分一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。
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．如何理解盖斯定律？1）请用自己的话描述一下盖斯定律。
2）盖斯定律有哪些用途？4．例题1、在同温同压下，下列各组热化学方程式中Q2>Q1的是（B ）A．H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g);△H=-Q1 1/2H2(g)+1/2Cl2(g)=HCl(g);△H =-Q2B.C(s)+1/2O2(g)=CO (g); △H= -Q1 C(s)+O2(g)=CO2 (g); △H= -Q2C.2H2(g)+O2(g)=2H2O(l); △H= -Q1 2H2(g)+O2(g)=2H2O(g); △H= -Q2D. S(g)+O2(g)=SO2 (g); △H= -Q1 S(s)+O2(g)=SO2 (g); △H= -Q22、298K，101kPa时，合成氨反应的热化学方程式N2(g)+3H2(g)=2NH3(g);△H= -92.38kJ/mol。
在该温度下，取1 mol N2(g)和3 mol H2(g)放在一密闭容器中，在催化剂存在进行反应，测得反应放出的热量总是少于92.38kJ，其缘由是什么。
人教版高中化学选修4教案：化学反应热的计算
人教版高中化学选修4教案：化学反应热的计算第一课时一、基本说明1.教学内容：人民教育出版社出版高中化学选修4《化学反应原理》2.所属的章节：第一章化学反应与能量第3节化学反应热的计算3.教学课时：第1课时二.教学目标1.知识与技能（1）能根据热化学方程式、燃烧热等进行有关反应热的简单计算。
（2）理解盖斯定律的意义，能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。
2.过程与方法（1）对已学知识进行再探究，运用对比归纳法进行知识提炼。
（2）结合教材引导学生从途径角度、能量守恒角度论证盖斯定律，培养分析、概括能力。
（3）通过热化学方程式和盖斯定律的有关计算，培养计算能力。
3.情感态度与价值观（1）在概念辨析中探究常见化学反应热的计算类型，感受科学探究后的收获。
（2）体会反应热的计算对于燃料燃烧和反应条件的控制、热工和化工设备的设计都具有重要意义。
三.教学重点、难点常见化学反应热的计算，盖斯定律的应用四.板书设计第三节化学反应热的计算一. △H=E（生成物）-E（反应物）二. 根据热化学方程式计算三. 根据燃烧热计算 Q（放） = n（可燃物）╳ 燃烧热四. 盖斯定律1. 内容2. 意义3. 应用方法：（1）方程式消元法（2）模拟路径法五.教学过程教师活动学生活动设计意图引入：引导学生对已学知识再探究。
[板书]一.△H=E（生成物）-E（反应物）△H 0，放热；△H 0，吸热思考与讨论：1.（1）同温同压下，反应H2（g）+Cl2（g）=2HCl（g）在光照和点燃条件下的反应热△H相同吗?（2）已知S（s）+O2（g）=SO2（g）△H1 0，S（g）+O2（g）=SO2（g）△H2 0。
△H1等于△H2吗?通过对反应热概念的辨析，规避易错点；同时引导学生从中提炼归纳反应热的计算。
[板书]二. 根据热化学方程式计算反应热，即△H的大小与反应物或生成物的物质的量成正比。
（教材12页例1）2. 2H2（g）+ O2（g） =2H2O（g）△H1=-483.6kJ/mol 能表示2个H2（g）分子与1个O2（g）分子反应放出483.6kJ热量吗?1mol H2（g）完全燃烧发生该反应，放出多少热量?阅读教材12页例1通过对热化学方程式的辨析，引导学生提炼归纳反应热的计算。
【高中化学】第三节 化学反应热的计算(第1课时)教案
选修四第一章化学反应与能量第三节化学反应热的计算（1）一、教材分析：前面学生已经定性地了解了化学反应与能量的关系，通过实验感受到了反应热，并且了解了物质发生反应产生能量变化与物质的质量的关系，及燃烧热的概念。
在此基础上，本节介绍了盖斯定律，并从定量的角度来进一步认识物质发生化学反应伴随的热效应。
本节内容分为两部分：第一部分，介绍了盖斯定律。
教科书以登山经验“山的高度与上山的途径无关”，浅显地对特定化学反应的反应热进行形象的比喻，帮助学生理解盖斯定律。
然后再通过对能量守恒定律的反证来论证盖斯定律的正确性。
最后通过实例使学生感受盖斯定律的应用，并以此说明盖斯定律在科学研究中的重要意义。
第二部分，利用反应热的概念、盖斯定律和热化学方程式进行有关反应热的计算，通过三道不同类型的例题加以展示。
帮助学生进一步巩固概念、应用定律、理解热化学方程式的意义。
二、教学目标：1．知识目标：①理解并掌握盖斯定律；②能正确运用盖斯定律解决具体问题；③初步学会化学反应热的有关计算。
2．能力目标：通过运用盖斯定律求有关的反应热，进一步理解反应热的概念3．情感态度和价值观目标：通过实例感受盖斯定律，并以此说明盖斯定律在科学研究中的重要作用三、教学重点难点：盖斯定律四、学情分析：注意引导学生准确理解反应热、燃烧热、盖斯定律等理论概念，熟悉热化学方程式的书写，重视概念和热化学方程式的应用。
五、教学方法：读、讲、议、练，启发式，探究式相结合六、课前准备：学生课前自学填写学案七、课时安排：1课时八、教学过程（一）预习检查，总结疑惑（二）情景导入，展示目标某些物质的反应热，由于种种原因不能直接测得，只能通过化学计算的方式间接获得。
在生产中，对燃料的燃烧、反应条件的控制以及废热的利用，也需要反应热计算，为方便反应热计算，我们来学习盖斯定律。
（三）合作探究，精讲点拨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。
第三节化学反应热的计算第一、二课时
解题策略：写出目标方程式确定“过渡物质”（要消去的 物质）然后用消元法逐一消去“过渡物质”，导出“四则运算 式”。
例4：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)
③C(s,石墨)+O2(g)=CO2(g)
kJ •mol- 1
【例2】乙醇的燃烧热是△H=-1366.8kJ/mol，在 25℃，101kPa时，1kg乙醇充分燃烧后放出多少 热量？
【例3】已知下列反应的反应热为： (1)CH3COOH(l)+2O2(g)==2CO2(g)+2H2O(l) △H1=-870.3kJ/mol (2)C(s)+O2(g) ==CO2(g) △H2=-393.5kJ/mol (3) H2(g)+1/2O2(g) ==H2O(l) △H3=-285.8kJ/mol 试计算下列反应的反应热： 2C(s)+2H2(g)+O2(g) ==CH3COOH(l)
试写出白磷转化为红磷的热化学方程式 ①-4×②：
。
P4(s、白磷)=4 P(s、红磷) △=-29.2kJ/mol
你知道神六的火箭燃料是什么吗？
例3：某次发射火箭，用N2H4（肼）在NO2中燃烧，生成N2、 液态H2O。已知： ①N2(g)+2O2(g)==2NO2(g) △H1=+67.2kJ/mol ②N2H4(g)+O2(g)==N2(g)+2H2O(l) △H2=-534kJ/mol 假如都在相同状态下，请写出发射火箭反应的热化学方 程式。 2 × ②－①： 2 N2H4(g)+ 2NO2(g)= 3N2(g)+4H2O(l) △H=-1135.2kJ/mol
反应热的测量与计算(中和热的测定)
a.取三次测量所得数据的平均值作为计算依据. 【思考】：
如果某一次实验的数据与另外两次实验的数据 差异明显，怎么办？
b.计算反应热：△H＝Q/n＝cm△t/n
［6议数一据议分］析：
你所测得的数据是否为57.4 kJ/mol， 若不是，分析产生误差的原因
1>.量取溶液的体积有误差
2>药品的选用不当引起的误差 3>实验过程中有液体洒在外面。
⑵实验仪器：简易量热计
⑶实验原理：
ΔH=－
4.18 m△t×10-3 0.025
kJ/mol
(4)实验步骤：
1.组装量热器 在大烧杯底部垫泡沫塑料 （或纸条），使放入的小烧杯杯口与大烧 杯杯口相平。然后再在大、小烧杯之间填 满碎泡沫塑料（或纸条），大烧杯上用泡 沫塑料板（或硬纸板）作盖板，在板中间 开两个小孔，正好使温度计和环形玻璃搅 拌棒通过，如上图所示。
概念辨析
2、若将1L1mol/LNaOH溶液中加入稀醋
酸、浓硫酸、稀硝酸，恰好完全反应时的热
效应分别为△H1、△H2 、△H3 ；则三者的大
小
△H1＞ △H3 ＞ △H2
关系为
。
d.操作时动作要快，尽量减少热量的散失.
e.实验中若用弱酸代替强酸，或用弱碱代替强 碱，因中和过程中电离吸热，会使测得中和热 的数值偏低.
问题探究
1、大、小烧杯放置时，为何要使两杯口相 平？填碎纸条的作用是什么？
减少热量损失
问题探究
2、酸、碱混合时，为何要把量筒中的 NaOH溶液一次倒入小烧杯而不能缓缓倒 入？
研究条件：稀溶液
反应物：酸与碱
生成物及其物质的量：1mol
H+(aq)+OH－(aq)=H2O(l)；H = -57.3 kJ/mol 注：强酸与弱碱反应，强碱与弱酸、弱酸和弱 碱反应生成1molH2O放出的热小于57.3KJ/mol
高中化学精品课件：反应热 焓变 第一课时1
2.中和反应反应热的测定
（1）步骤
①组装量热计
②反应物温度测量：
用量筒量取50mL 0.50mol/L盐酸， 打 开杯盖， 倒入量热计的内筒，盖上杯盖， 插入温度计，测量并记录盐酸的温度(数 据填入下表)。用水把温度计上的酸冲洗 干净，擦干备用。 用另一个量筒量取50mL 0.55mol/L NaOH溶液， 用温度计测量并记录 NaOH溶液的温度（数据填入下表）。
∆H = Q / n(H2O)
②反应后生成的溶液的比热容c＝4.18 J/(g .℃)，50 mL
0.50 mol/L盐酸与 50 mL 0.55 mol/LNaOH溶液发生中和反 应时放出的热量为：(m1+m2)·c·(t2-t1)=_0_.4_1_8_（__t_2_-_t_1）__k_J_。
③生成1mol水时放出的热量为
0.418(t2 0.025
t1)
k。J
（3）措施
提高测定反应热准确度的措施有哪些？
①使用比较精准的温度计 ②保温装置良好 ③操作时动作要快 ④多次试验求平均值
（4）定义
中和热——强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和 反应生成1 mol 液态水时，放出的热量
注意事项：
57.3KJ
①若是弱酸、弱碱的稀溶液，由于弱酸、弱碱在电
环境：与体系相互影响的其他部分
物质交换 热量交换
体系：被研究的系统 热量：因温度不同而在体系与环境之间 以盐酸与NaOH溶液为例 交换或传递能量
（2）反应热
定义：等温条件下，化学体系向环境释放或从环境吸收热量。
称为化学反应的热效应（简称反应热） 注意： ①等温含义：反应前后体系的温度相等 ②测量仪器：量热计
化学人教版(2019)选择性必修1 1
但下列两个反应的反应热却可以直接测定：
∆H1= -393.5 kJ/mol
∆H2= -283.0 kJ/mol
C(s)+O2(g)=CO2(g)
CO(g)+ O2 (g)=CO2(g)
上述三个反应具有如下关系：
CO(g)+
∆H3
C(s)+O2(g)
O (g)
2
途径二
∆H1
途径一
∆H1=∆H2+∆H3
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
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。
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
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。
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
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
二：盖斯定律应用
【意义】盖斯定律可以间接的计算难直接测的反应热
【思考】我们如何得到该反应的反应热呢？
C(s)+ (g)=CO (g)
△
方
法
一，虚拟路径法
二，加和法
H=?
二：盖斯定律应用
(一)虚拟路径法
D
△
H
△
H3
第一章第二节第一课时反应热的计算课件高二化学人教版(2019)选择性必修1
哲3名中国航天员乘坐神舟十四号
载人飞船飞赴中国空间站。17时
42分，神州十四号成功对接空间
站，载人飞船发射取得圆满成功。
【资料】火箭用偏二甲肼(C2H8N2，l)作燃料，N2O4(l)作氧化剂时，反应生
成CO2、N2和水蒸气。已知：
① C2H8N2 (l) + 4NO2(g) = 2CO2(g) + 3N2(g) + 4H2O(g)
A
B
ΔH2 > 0
ΔH1
ΔH2
0
Part 2 盖斯定律的应用
意义：
在众多的化学反应中，有些反应难以直接测得反应热。
若某个反应的化学方程式可由另外几个反应的化学方程式相
加相减而得到，则该反应的反应热也可以由这几个反应的反
应热相加减而得到。
例题) = CO(g)
C(s) +O2 (g) = CO2(g)
CO(g) +
C(s) +O2 (g)
1
2
O2(g) = CO2(g)
ΔH1
ΔH
CO2(g)
ΔH2
CO(g) +
O2(g)
ΔH= ?
ΔH1= -393.5KJ/mol
ΔH2= -283.0KJ/mol
ΔH= ΔH1 - ΔH2
= -393.5KJ/mol - (-283.0KJ/mol)
= -110.5KJ/mol
H2(g) + O2(g) = H2O(l)
H2(g) + O2(g)
ΔH2
H2O(g)
ΔH1
ΔH3
H2O(l)
1.2 课时2 反应热的计算(19张PPT) 课件 高二化学人教版(2019)选择性必修1
=
=
=
5．根据盖斯定律计算
ΔH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。
ΔH的大小比较
2、与“化学计量数”相关的反应热比较
2 mol ? kJ
能量
1．根据热化学方程式计算
2．根据实验数据计算例2 家用液化气的主要成分之一是丁烷(C4H10)。常温常压下，丁烷的燃烧热ΔH＝－2 900 kJ·mol－1，则1 g丁烷完全燃烧生成CO2气体和液态水时放出的热量为______。
A
3.已知化学反应A2(g)＋B2(g)==2AB(g)的能量变化如图所示，判断下列叙述中正确的是( )
A.每生成2分子AB吸收b kJ热量B.该反应热ΔH＝＋(a－b) kJ·mol－1C.该反应中反应物的总能量高于生成物的总能量D.断裂1 mol A—A键和1 mol B—B键，放出a kJ能量
（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。
高温
同学们再见！
授课老师：
时间：2024年9月15日
则a b，ΔH1 ΔH2。
<
>
ΔH的大小比较
3、与“物质聚集状态”相关的反应热比较
S(s)＋O2(g)=SO2(g) ΔH7 S(g)＋O2(g)=SO2(g) ΔH8
ΔH7 ＞ ΔH8
ΔH9＜ ΔH10
对于同种物质，气态时焓最高，液态次之，固态最低。
反应热的计算
第一章 化学反应的热效应
重点：熟练掌握反应热的计算
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第三节 化学反应热的计算（第一课时）
实用课时： 课型：新课 授课时间： 出勤人数
学习目标： 1. 理解盖斯定律的涵义，
2．能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。
重点: 盖斯定律的应用 难点：盖斯定律的应用
在化学研究和生产应用中，往往要通过实验测定一些物质反应的反应热，但 并不是所有反应都能准确的测定出反应热。
这只能通过化学计算的方式间接获得。
一、盖斯定律
1、概念：。
或者说化学反应的反应热只与
有关，而与 无关，这就是盖斯定律。
2、对盖斯定律的图示理解
如由A 到B 可以设计如下两个途径：，
途径一：A-→B(△H) 途径二：A--→C—→B(△H l +△H 2)
则焓变△H 、△H 1 、△H 2的关系可以表示为
即两个热化学方程式相加减时，△H 也可同时相加减。
思考：根据反应热的基本计算公式，能否解释盖斯定律？ 3、盖斯定律的意义
4、盖斯定律的应用
如：图1和图2中，
△H 1、△H 1、△H 3三者之间的关系分别如何？ 找出能量守恒的等量的关系（填写表中空白）
5、盖斯定律的应用实例
盖斯定律在生产和科学研究中有很重要的意义。
有些反应的反应热虽然无法直接测得，但可通
过间接的方法测定。
例题1、试利用298K 时下列反应焓变的实验数据，
C(s)+ O 2 (g)=CO 2(g) △H 1= －393.5 KJ·mol
-1
反应1
CO(g)+ 1/2O 2 (g)=CO 2(g) △H 2= －283.0 KJ·mol
-1
反应2
计算在此温度下C(s)+1/2 O 2 (g)=CO(g)的反应焓变△H 3. 反应3
利用方程组求解, 即两个热化学方程式相加减时，△H 可同时相加减。
反应1－反应2＝反应3
列式：△H 1—△H 2=△H 3
求解可得△H 3=△H 1— △H 2= － 110.5 KJ·mol
-1
利用方程组求解 , 是常用的解题方法。
归纳：利用方程组求解的解题步骤
①.确定待求的反应方程式；
②.找出待求方程式中各物质出现在已知方程式的什么位置；
③.根据未知方程式中各物质计量数和位置的需要对已知方程式进行处理，或调整计量数，或调整反应方向（此时△H要改变符号）；
④.实施叠加并检验上述分析的正确与否。
例2、试验中不能直接测出由石墨和氢气合成甲烷反应的△H4 ，但可测出C（石墨）、H2、和CH4的燃烧热，请根据盖斯定律求△H4
CH4(g)＋2O2(g) = CO2(g)＋ 2H2O(l) ΔH1= －890.3 kJ／mol ①
C(石墨，s)+O2(g) = CO2(g) △H2= 一393.5 kJ·mol-1 ②
H2(g)+1/2O2(g)= H2O(l) △H3= －285.8 kJ/ mol ③
C(石墨，s)+ 2H2(g) = CH4(g) △H4 ④
解析：已知方程：④ = ② + 2×③ -- ①
据盖斯定律有：△H4 = △H2 + 2×△H3 -- ΔH1
= 一393.5 kJ·mol-1+ 2×（－285.8 kJ/ mol）--（－890.3 kJ／mol ）
= 一74.8 kJ·mol-1
【基础达标】
1.下列关于反应热的说法正确的是( )。
A.当ΔH为“-”时,表示该反应为吸热反应
B.已知C(s)+O2(g)CO(g)的反应热为-110.5 kJ·mol-1,说明碳的燃烧热为110.5 kJ·mol-1
C.反应热的大小与反应物所具有的能量和生成物所具有的能量无关
D.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.已知下列反应的反应热:
(1)CH3COOH(l)+2O2(g)2CO2(g)+2H2O(l) ΔH1=-870.3 kJ·mol-1
(2)C(s)+O2(g)CO2(g) ΔH2=-393.5 kJ·mol-1
(3)H2(g)+O2(g)H 2O(l) ΔH3=-285.8 kJ·mol-1则下列反应的反应热为( )。
2C(s)+2H2(g)+O2(g)CH3COOH(l)
A.ΔH=+488.3 kJ·mol-1
B.ΔH=-244.15 kJ·mol-1
C.ΔH=-977.6 kJ·mol-1
D.ΔH=-488.3 kJ ·mol-1
3.根据碘与氢气反应的热化学方程式
(1)I2(g)+H2(g)2HI(g) ΔH=-9.48 kJ
(2)I2(s)+H2(g)2HI(g) ΔH=26.48 kJ
下列判断正确的是( )。
A.254 g I2(g)中通入2 g H2(g),反应放热9.48 kJ
B.1 mol固态碘与1 mol气态碘所含的能量相差17.00 kJ
C.反应(1)的产物比反应(2)的产物稳定
D.反应(2)的反应物总能量比反应(1)的反应物总能量低
4.把煤作为燃料可通过下列两种途径:
途径ⅠC(s)+O2(g)CO2(g) ΔH1<0①
途径Ⅱ先制成水煤气:
C(s)+H2O(g)CO (g)+H2(g) ΔH2>0②
再燃烧水煤气:
2CO(g)+O2(g)2CO2(g) ΔH3<0③
2H2(g)+O2(g)2H2O(g) ΔH4<0④
请回答下列问题:
(1)途径Ⅰ放出的热量理论上 (填“大于”“等于”或“小于”)途径Ⅱ放出的热量。
(2)ΔH1、ΔH2、ΔH3、ΔH4的数学关系式是。
(3)已知:①C(s)+O2(g)CO2(g) ΔH1=-393.5 kJ·mol-1
②2CO(g)+O2(g)2CO2(g) ΔH2=-566 kJ·mol-1
③TiO2(s)+2Cl2(g)TiCl4(s)+O2(g) ΔH3=+141 kJ·mol-1
则TiO2(s)+2Cl2(g)+2C(s)TiCl4(s)+2CO(g)的ΔH= 。