盖斯定律 反应热的计算(高中化学选修4)
高中化学选修四化学反应热的计算
第3课时化学反应热的计算[学习目标定位] 1.理解盖斯定律，能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。
2.掌握有关反应热计算的方法技巧，进一步提高化学计算的能力。
一盖斯定律1．在化学科学研究中，常常需要通过实验测定物质在发生化学反应的反应热。
但是某些反应的反应热，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地获得。
通过大量实验证明，不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。
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，这就是盖斯定律。
2．从能量守恒定律理解盖斯定律从S→L，ΔH1<0，体系放出热量；从L→S，ΔH2>0，体系吸收热量。
根据能量守恒，ΔH1＋ΔH2＝0。
3．根据以下两个反应：C(s)＋O2(g)===CO2(g)ΔH1＝－393.5 kJ·m ol－1CO(g)＋12O2(g)===CO2(g)ΔH2＝－283.0 kJ·m ol－1根据盖斯定律，设计合理的途径，计算出C(s)＋12O2(g)===CO(g)的反应热ΔH。
答案根据所给的两个方程式，反应C(s)＋O2(g)===CO2(g)可设计为如下途径：ΔH1＝ΔH＋ΔH2ΔH＝ΔH1－ΔH2＝－393.5 kJ·m ol－1－(－283.0 kJ·m ol－1)＝－110.5 kJ·mol－1。
4．盖斯定律的应用除了“虚拟路径”法外，还有热化学方程式“加合”法，该方法简单易行，便于掌握。
试根据上题中的两个热化学方程式，利用“加合”法求C(s)＋12O2(g)===CO(g)的ΔH。
答案C(s)＋O2(g)===CO2(g)ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1CO2(g)===CO(g)＋12O2(g)ΔH2＝283.0 kJ·mol－1上述两式相加得C(s)＋12O2(g)===CO(g)ΔH＝－110.5 kJ·mol－1。
人教版高中化学选修四第一章 第三节 化学反应热的计算
第三节化学反应热的计算[核心素养发展目标] 1.证据推理与模型认知：构建盖斯定律模型，理解盖斯定律的本质，形成运用盖斯定律进行相关判断或计算的思维模型。
2.科学态度与社会责任：了解盖斯定律对反应热测定的重要意义，增强为人类科学发展而努力的意识与社会责任感。
一、盖斯定律1．盖斯定律的理解(1)大量实验证明，不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。
(2)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)始态和终态相同反应的途径有如下三种：ΔH ＝ΔH 1＋ΔH 2＝ΔH 3＋ΔH 4＋ΔH 5 2．盖斯定律的应用 根据如下两个反应Ⅰ.C(s)＋O 2(g)===CO 2(g) ΔH 1＝－393.5 kJ·mol －1 Ⅱ.CO(g)＋12O 2(g)===CO 2(g) ΔH 2＝－283.0 kJ·mol －1选用两种方法，计算出C(s)＋12O 2(g)===CO(g)的反应热ΔH 。
(1)虚拟路径法反应C(s)＋O 2(g)===CO 2(g)的途径可设计如下：则ΔH ＝－110.5 kJ·mol －1。
(2)加合法①写出目标反应的热化学方程式，确定各物质在各反应中的位置， C(s)＋12O 2(g)===CO(g)。
②将已知热化学方程式Ⅱ变形，得反应Ⅲ： CO 2(g)===CO(g)＋12O 2(g) ΔH 3＝＋283.0 kJ·mol －1；③将热化学方程式相加，ΔH 也相加：Ⅰ＋Ⅲ得， C(s)＋12O 2(g)===CO(g) ΔH ＝ΔH 1＋ΔH 3，则ΔH ＝－110.5 kJ·mol －1。
(1)热化学方程式同乘以某一个数时，反应热数值也必须乘上该数；(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(带符号)；(3)将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”号必须随之改变，但数值不变。
“盖斯定律”的教学设计
“盖斯定律”的教学设计1、3【化学反应热的计算盖斯定律】教学设计---人教版选修4 化学反应原理【教材分析】1、《课程标准》分析内容标准：能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算2、内容分析本节课是人教版高中化学选修4第一章《化学反应与能量》第三节“化学反应热的计算”第一课时的内容，是中学化学基本理论的重要组成部分，是热化学理论性概念。
本章通过化学能与热能转化规律的研究帮助学生认识热化学原理在生产、生活和科学研究中的应用。
本节旨在让学生了解盖斯定律，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。
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。
本节内容是第一章的重点，因为热化学研究的主要内容之一就是反应热效应的计算。
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。
已有基础能力发展形成素养【学生分析】构建学生的科学本质观，逐步形成科学素养；渗透STEM理念；完善“能量守恒观”、“化学价值观”，主要形成“证据推理与模型认知”的核心素养，同时渗透科学探究意识、科学精神与社会责任的核心素养。
通过化学史，初步学会科学家研究反应热的思维方法和研究方法；学会从定性感受到定量研究的方法；在STEM理念下，培养理论联系生活、生产的能力。
已有能量和能量转化的感性经验，通过实验感受了反应热；了解了物质发生反应产生能量变化与物质质量的关系；燃烧热的概念。
【教学目标】1、知识与技能●理解盖斯定律的内涵●能运用盖斯定律进行简单的反应热的计算2、过程与方法●通过化学史情境，初步学会科学家研究问题的思维和方法●从途径角度、能量守恒角度分析论证盖斯定律，培养证据推理和模型认知的核心素养●通过盖斯定律在实际化工生产中的应用，学会主动应用盖斯定律解决实际问题的技巧3、情感态度与价值观●体验科学家发现科学知识的一般过程，完善“能量守恒观”，逐步构建“科学本质观”●学习科学家敢于质疑，不轻易放弃，勇于创新和探索的科学精神●通过盖斯定律的应用，逐步构建“化学价值观”【教学重难点】教学重点：盖斯定律的内涵教学难点：盖斯定律的应用【教学策略】基于科学本质观的化学科学教学策略：发现问题基于化学史学习科学观点与证实应用回顾与评价；类比法类比生活中实例理解盖斯定律；推理法从能量守恒角度论证盖斯定律；模型认知策略。
高中化学苏教版选修四 1.1.2 化学反应中的热效应 《盖斯定律》(共20张PPT)
② bC(s)+2bH2(g) bCH4(g)
bΔH2＝
③ 2cCO(g) cC(s)+cCO2(g)
cΔH3＝
步骤3：将待求方程中的各物质(先找在已知方程中只出现一
次的）与已知方程进行对比，找出a、b、c的数值
(遵循同侧数值相同，不同侧数值符号相反的原则)
b=1 a=-2, 2c+a=0 c=1 步骤4：将a、b、c数值代入ΔH= aΔH1 + bΔH2 + c ΔH3 ，求出ΔH的数值
找到a、b、c即可
寻找a、b、c的方法 1、直接观察法
2、加合法(最常用) 3、系数法
缺点：费时
步骤1:写出待求的方程,并配平及标明相应的状态
CO2(g)+4H2(g) CH4(g)+2H2O(g) ΔH
步骤2:在已知方程的各物质及ΔH前面乘以任意未知 数,如在三个方程中分别乘以a、b、c
① aCO(g)+aH2O(g) aH2(g)+aCO2(g) aΔH1＝
苏教版选修4 · 化学反应原理
专题1 化学反应与能量变化
反应热的计算----盖斯定律
学习目标
1、知道盖斯定律的内容。 2、能运用盖斯定律计算反应热。
知识回顾
例1 已知下列热化学方程式： 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH＝－483.6 kJ·mol－1， 则
H2(g)＋12O2(g)===H2O(g) ΔH＝ －241.8 kJ·mol－1,
△H1 △H2 △H3 △H4
△H4= – △H3×2 + △H2 ×2/3 + △H1 ×2/3
步骤1:写出待求的方程,并配平及标明相应的状态
利用盖斯定律计算反应热的方法
利用盖斯定律计算反应热的方法（原创实用版3篇）目录（篇1）1.盖斯定律的定义与含义2.反应热的定义与计算方法3.利用盖斯定律计算反应热的技巧与步骤4.盖斯定律在反应热计算中的应用实例5.总结与展望正文（篇1）一、盖斯定律的定义与含义盖斯定律是热力学中的一个基本原理，它表明在一个封闭系统中，化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。
这个原理为我们计算反应热提供了一个重要的理论依据。
二、反应热的定义与计算方法反应热是指在恒压条件下，化学反应过程中放出或吸收的热量。
反应热的计算方法通常是根据反应前后系统能量的变化来确定的。
在等容或等压条件下，反应热可以表示为产物能量减去反应物能量。
三、利用盖斯定律计算反应热的技巧与步骤利用盖斯定律计算反应热的步骤如下：1.确定反应物和生成物的状态（如固态、液态、气态等）。
2.根据反应前后系统状态的变化，确定反应热的符号（放热或吸热）。
3.计算反应前后系统能量的变化，根据能量守恒原理，这个变化应该等于反应热。
4.根据盖斯定律，将反应过程分为多个步骤，每个步骤的反应热可以依次计算。
5.将各个步骤的反应热相加，得到总反应热。
四、盖斯定律在反应热计算中的应用实例例如，对于反应：2NO2(g) → 2NO(g) + O2(g)，我们可以通过以下步骤利用盖斯定律计算反应热：1.确定反应物和生成物的状态：NO2 为气态，NO 为气态，O2 为气态。
2.根据反应前后系统状态的变化，确定反应热的符号：该反应为放热反应。
3.计算反应前后系统能量的变化：反应前系统能量高于反应后系统能量。
4.根据盖斯定律，将反应过程分为多个步骤：例如，先将 NO2 分解为 NO 和 O2，然后再将 NO 和 O2 组合成 NO2。
5.将各个步骤的反应热相加，得到总反应热：ΔH = 2ΔH1 - ΔH2，其中ΔH1 表示将 NO2 分解为 NO 和 O2 的反应热，ΔH2 表示将 NO 和O2 组合成 NO2 的反应热。
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。
高中化学《化学反应热的计算》说课逐字稿
高中化学《化学反应热的计算》说课稿各位老师，大家好，我是今天的××号考生，我说课的题目是《化学反应热的计算》第一课时。
接下来，我将以教什么、怎么教、为什么这么教为教学思路，从以下几个方面开始我的说课。
一、说教材过渡：首先谈一谈我对教材的理解。
《化学反应热的计算》选自人民教育出版社高中化学选修四第一章第三节。
本节内容在工农业生产上有着重要的意义和用途，很多反应热不能通过直接测定的方式得到，而是通过盖斯定律来计算，因此学习化学反应热的计算，不仅使学生认识化学变化，更能帮助学生认识化学与人类生活的密切关系，关注人类面临的与化学相关的社会问题，培养学生的社会责任感、参与意识和决策能力的课程理念。
下面我将重点针对第一课时的内容的教学设计展开说明。
二、说学情过渡：合理把握学情是上好一堂课的基础。
学生通过前面的学习，已经知道了化学反应的过程中必然伴随着能量的变化，也认识到了热化学方程式的含义、表示方式，并通过实际情境了解了其广泛应用，这都为学好本节课的知识打下了良好的基础。
三、教学目标过渡：结合教材分析和学情分析，我制定了本课时的教学目标如下：1.能解释盖斯定律的含义;会运用盖斯定律计算一些反应的反应热。
2.学会运用类比法解决问题;通过盖斯定律的有关计算，进一步提升计算能力。
3.体会盖斯定律在生产生活和科学研究中的重要意义及其局限性。
四、教学重点、难点【重点】理解盖斯定律，用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。
【难点】理解盖斯定律的含义中不同的反应途径是什么。
五、说教法和学法过渡：现代教学理论认为，在教学过程中，学生是学习的主体，教师是学习的组织者、引导者，教学的一切活动都必须以强调学生的主动性、积极性为出发点。
根据这一教学理念，结合本节课的内容特点和学生的年龄特征，本节课我采用如下教学方法：教师演示法、合作探究法、习题演练法等，促进学生学会知识的进一步理解和巩固。
六、说教学过程过渡：下面说一下本节课教学过程的设计。
选修4 盖斯定律
化学反应热的计算【学习目标】1、能够描述盖斯定律的概念；2、能够利用反应热的概念、盖斯定律和热化学方程式进行相关反应热的计算【重、难点】能够正确运用盖斯定律解决具体问题【学习过程】思考：H 2(g)+1/2O 2(g)==H 2O(g) △H 1= －241.8kJ/mol 那么，H 2的燃烧热△H 应该是多少？（已知:H 2O(g)==H 2O(l) △H 2= －44kJ/mol ）一、盖斯定律1、概念：不管化学反应是一步完成或分几步完成,其反应热 。
换句话说,化学反应的反应热只与反应体系的 和 有关,而与反应的途径 。
例如： 如果反应物A 变为生成物D ，可以有两个途径： ①由A 直接变成D ，反应热为△H ；②由A 经过B 变成C ，再由C 变成D ，每步的反应热分别为 △H 1、 △H 2、 △H 3.如下图所示： 则有 △H= ，即两个热化学方程式相加减时， △H 也可同时 。
2、应用：通过盖斯定律可以计算出一些不能直接测量的反应的反应热。
例如：已知 ①C(s)+O 2(g)=CO 2(g) △H 1= -393.5kJ/mol②CO(g)+1/2O 2(g)=CO 2(g) △H 2= -283.0kJ/mol求：C(g)+1/2O 2(g)=CO(g)的反应热△H 3(写出计算过程)二、化学反应热的计算1、已知下列热化学方程式：(1)Fe 2O 3(s)+3CO(g)====2Fe(s)+3CO 2(g) ΔH=－25 kJ ·mol -1(2)3Fe 2O 3（s ）+CO(g)====2Fe 3O 4(s)+CO 2(g) ΔH=－47 kJ ·mol -1 (3)Fe 3O 4(s)+CO(g) ====3FeO(s)+CO 2(g) ΔH=+19 kJ ·mol -1写出FeO(s)被CO 还原成Fe 和CO 2的热化学方程式：(写出计算过程) FeO(s)+CO(g) ====Fe(s)+CO 2(g) ΔH=－11kJ ·mol -1 2、根据下列热化学方程式：(1)C(s)＋O 2(g)===CO 2(g) ΔH 1＝－393.5 kJ/mol (2)H 2(g)＋12O 2(g)===H 2O(l)ΔH 2＝－285.8 kJ/mol(3)CH 3COOH(l)＋2O 2(g)===2CO 2(g)＋2H 2O(l) ΔH 3＝－870.3 kJ/mol计算2C(s)＋2H 2(g)＋O 2(g)===CH 3COOH(l)的反应热ΔH 为多少？(写出计算过程) ΔH ＝－488.3 kJ/mol【巩固提升】1、已知：Fe 2O 3 (s)＋3/2C(s)= 3/2CO 2(g)＋2Fe(s) △H=234.1kJ·mol －1C(s)＋O 2(g)=CO 2(g) △H=－393.5kJ·mol －1 , 则 2Fe(s)＋3/2O 2(g)=Fe 2O 3(s)的△H 是 ( )A ．－824.4kJ·mol －1 B ．－627.6kJ·mol －1 C ．－744.7kJ·mol －1D ．－169.4kJ·mol －12、已知下列数据：2Fe(s)＋O 2(g)===2FeO(s) ΔH ＝－544 kJ·mol －14Al(s)＋3O 2(g)===2Al 2O 3(s) ΔH ＝－3 350 kJ·mol －1 则2Al(s)＋3FeO(s)===Al 2O 3(s)＋3Fe(s)的ΔH 是( )A ．＋859 kJ·mol －1B ．－859 kJ·mol －1C ．－1403 kJ·mol －1D ．－2491 kJ·mol －1 3、已知相同条件下：4Ca 5(PO 4)3F(s)+3SiO 2(s)=6Ca 3(PO 4)2(s)+2CaSiO 3(s)+SiF 4(g) ； 1H ∆ 2Ca 3(PO 4)2(s)+10C(s)=P 4(g)+6CaO(s)+10CO(g)； 2H ∆ SiO 2(s)+CaO(s)=CaSiO 3(s) ； 3H ∆4Ca 5(PO 4)3F （s ）+2lSiO 2(s)+30C(s)=3P 4(g)+20CaSiO 3(s)+30CO(g)+SiF 4(g)△H用1H ∆、2H ∆和3H ∆表示∆H ，∆H = △H=△H 1＋3△H 2＋18△H 3 4、甲醇既是重要的化工原料，又可作为燃料．利用合成气（主要成分为CO 、CO 2和H 2）在催化剂的作用下合成甲醇，发生的主要反应如下： ①CO(g)+2H 2(g)⇋ CH 3OH(g) △H 1②CO 2(g)+3H 2(g)⇋ CH 3OH(g)+H 2O(g) △H 2 ③CO 2(g)+H 2(g)⇋ CO(g)+H 2O(g) △H 3已知反应①中的相关的化学键键能数据如下：1= -99 kJ· ，23= +41 kJ 5－1）键的键能范围：218kJ·mol ~330kJ·mol －1(2)热化学方程式2H 2(g)＋S 2(g) ==2H 2S(g)；△H= Q kJ·mol －1；则Q= —229kJ(3) 已知下列热化学方程式： O 2 (g) == O +2(g) + e —∆H 1= +1175.7 kJ·mol -1PtF 6(g) + e —== PtF 6—(g) ∆H 2= -771.1 kJ·mol -1 O 2+PtF 6—(s) == O 2+(g) + PtF 6—(g) ∆H 3= +482.2 kJ·mol -1则反应O 2(g) + PtF 6 （g ）= O 2+PtF 6—(s)的∆H=___—77.6 _ _kJ·mol -1。
2021-2022学年人教版高中化学选修4课堂学案：第一章 第三节化学反应热的计算
[目标导航] 1.从能量守恒角度理解并把握盖斯定律，通过盖斯定律的运用，进一步理解反应热的概念。
2.能正确运用盖斯定律解决具体问题，说明盖斯定律在科学争辩中的重要作用。
3.学会反应热的有关计算。
一、盖斯定律1．内容不论化学反应是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的(填“相同”或“不同”)。
2．特点(1)反应的热效应只与始态、终态有关，与途径无关。
(2)反应热总值肯定，如下图表示始态到终态的反应热。
则ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5。
(3)能量守恒：能量既不会增加，也不会削减，只会从一种形式转化为另一种形式。
3．意义由于有些反应进行得很慢，有些反应不简洁直接发生，有些反应的产品不纯(有副反应发生)，这给测定反应热造成了困难。
此时假如应用盖斯定律，就可以间接地把它们的反应热计算出来。
4．解题实例ΔH1＝ΔH＋ΔH2ΔH＝ΔH1－ΔH2＝－393.5 kJ·mol－1＋283.0 kJ·mol－1＝－110.5 kJ·mol－1。
(2)“方程式加合”法②变形为CO2(g)===CO(g)＋12O2(g)ΔH＝＋283.0 kJ·mol－1和①相加得C(s)＋O2(g)＋CO2(g)===CO2(g)＋CO(g)＋12O2(g)ΔH＝－110.5 kJ·mol－1即C(s)＋12O2(g)===CO(g)ΔH＝－110.5 kJ·mol－1。
二、反应热的计算1．主要依据热化学方程式、键能、盖斯定律及燃烧热等数据。
2．主要方法(1)依据热化学方程式：反应热的确定值与各物质的物质的量成正比，依据热化学方程式中的ΔH求反应热，如a A＋b B===c C＋d DΔHa b c d|ΔH|n(A) n(B) n(C) n(D) |Q|则n（A）a＝n（B）b＝n（C）c＝n（D）d＝|Q||ΔH|。
(2)依据盖斯定律：依据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH相加或相减，得到一个新的热化学方程式，同时反应热也作相应的转变。
《化学反应热的计算——盖斯定律》教学设计
敬爱的教师您好，经过深入研究和全面评估，我设计了一份有价值的教学文章，题为《化学反应热的计算——盖斯定律》。
一、引言化学反应热是化学研究中非常重要的一个概念。
在研究化学反应过程中，了解反应热的变化对于预测反应趋势和设计工艺过程至关重要。
而盖斯定律则是帮助我们理解和计算化学反应热的重要工具。
本文将围绕盖斯定律展开，深入探讨化学反应热的计算方法。
二、什么是盖斯定律？盖斯定律，又称为气体定律，是描述气体行为的一系列定律的总称。
其中最著名的就是盖斯定律之一——等压热容比，它描述了在等压条件下气体的热容和温度之间的关系。
在化学反应中，我们可以利用盖斯定律来计算反应热的变化，进而了解反应过程的性质。
三、盖斯定律的应用1. 等压热容比的计算公式在化学反应中，我们经常需要计算气体在等压条件下的热容。
根据盖斯定律，我们可以利用下面的公式来进行计算：ΔH = nCpΔT其中，ΔH表示反应热的变化，n是物质的物质量，Cp表示热容，ΔT表示温度变化。
通过这个公式，我们可以比较不同反应的热变化，进而了解反应过程的特点。
2. 盖斯定律在实验设计中的应用在化学实验中，我们常常需要测定气体的热容，并据此计算反应热。
利用盖斯定律，我们可以设计精密的实验方案，准确测定气体在等压条件下的热容，从而准确计算反应热的变化。
四、个人观点和理解盖斯定律作为描述气体行为的重要定律，在化学反应热的计算中扮演着重要的角色。
通过学习盖斯定律，我们可以更好地理解化学反应过程中热的变化，进而预测反应的进行和了解反应的性质。
在教学中，我们应该充分利用盖斯定律，帮助学生深入理解化学反应热的计算方法，培养他们的科学思维和实验能力。
五、总结与回顾通过本文的阐述，我们对盖斯定律在化学反应热计算中的应用有了全面的了解。
了解和掌握这一重要概念，对于我们深入理解化学反应过程和进行实验研究具有重要意义。
以上是我撰写的《化学反应热的计算——盖斯定律》教学设计，希望能对您的教学工作有所帮助。
选修4 1-4盖斯定律
【解】 设1kg乙醇燃烧后放出的热量为X C2H6O(l) + 3O2(g)== 2CO2(g) ＋3H2O (l)
46g/mol 1000g
－1366.8kJ/mol X
X＝(－1366.8kJ/mol×1000g)/46g/mol ＝－29710kJ 答：1kg乙醇燃烧后放出29710kJ热量.
0.4Q1+0.05Q3
5反应焓变大小比较
(1) 2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) 2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) (2) S(g)+O2(g)=SO2(g) △H1 △H2 △H1
△H1＞△H2
△H1<△H2
△H1<△H2 △H1=2△H2
S(s)+O2(g)=SO2(g)
(3) C(s)+O2(g)=CO2(g)
如何理解盖斯定律？
D
ΔH3 ΔH4
E
ΔH5
A
ΔH1
ΔH ΔH2
B
C
ΔH=ΔH1+ΔH2 =ΔH3+ΔH4 +ΔH5
△H1 < 0
S（始态）
L（终态）
△H2 > 0
△H1＋△H2≡0
2、盖斯定律的应用(多步化学反应)
已知： （1) C(s) + O2(g) = CO2(g) △H1=-393.5 kJ/mol (2) CO(g) + ½O2(g) = CO2(g) △H3=-283.0 kJ/mol
A
)
A．Q1>Q2 C． Q1<Q2
B．Q1=Q2 D．无法确定
4：已知： CH4(g)+2O2(g)＝CO2 (g) + 2H2O(l) H=-Q1 kJ/mol 2H2(g)+O2(g)＝2H2O (g) H=-Q2 kJ/mol 2H2(g)+O2(g)＝2H2O(l) H=-Q3 kJ/mol， 常温下，取体积比4:1的甲烷和氢气的混合气体 11.2L(标况)，经完全燃烧恢复常温，放出的热为:
高三化学一轮复习——盖斯定律 反应热的计算
高三化学一轮复习——盖斯定律反应热的计算知识梳理1．盖斯定律内容：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应热都是相同的。
即：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)意义：间接计算某些反应的反应热。
(3)应用aA B2.反应热计算的四种方法(1)由H值计算ΔHΔH＝∑H生成物－∑H反应物(2)由键能计算ΔHΔH＝反应物的总键能－生成物的总键能如H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)ΔH由能量守恒知E H—H＋E Cl—Cl＝2E H—Cl＋ΔH或ΔH＝E H—H＋E Cl—Cl－2E H—Cl(3)由反应中的热量变化Q计算ΔH如1 g H2充分燃烧生成H2O(l)时放出Q kJ的热量，H2的燃烧热为________kJ·mol －1。
H2(g)＋12O2(g)===H2O(l)ΔH1 mol |ΔH|12mol Q故|ΔH|＝2Q kJ·mol－1ΔH＝－2Q kJ·mol－1，故H2的燃烧热为2Q。
(4)由分式结合盖斯定律计算ΔH(见应用)[考在课外]教材延伸判断正误(1)一个反应一步完成或几步完成，两者相比，经过的步骤越多，放出的热量越少(×)(2)H—H、O===O和O—H键的键能分别为436 kJ·mol－1、496 kJ·mol－1和462kJ·mol－1，则反应H2(g)＋12O2(g)===H2O(g)的ΔH＝－916 kJ·mol－1(×)(3)已知：O3＋Cl===ClO＋O2ΔH1ClO＋O===Cl＋O2ΔH2则反应O3＋O===2O2ΔH＝ΔH1＋ΔH2(√)拓展应用(1)标准摩尔生成焓是指在25 ℃和101 kPa时，最稳定的单质生成1 mol化合物的焓变。
已知25 ℃和101 kPa时下列反应：①2C2H6(g)＋7O2(g)===4CO2(g)＋6H2O(l)ΔH＝－3 116 kJ·mol－1②C(石墨，s)＋O2(g)===CO2(g)ΔH＝－393.5 kJ·mol－1③2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)ΔH＝－571.6 kJ·mol－1写出乙烷标准摩尔生成焓的热化学方程式：____________________________________________________________________________________________。
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如图1所示，反应的始态到达终态有三个不同的途径： 途径1：经过一步反应直接达到终态，反应热为△H 途径2：经过两步反应达到终态，反应热分别为△H1、 △H2，总反应热为： △H1 + △H2 途径3：经过三步反应达到终态，反应热分别为△H3、 △H4、△H5，总反应热为：△H3+△H4+△H5
中间产物1 △H 1 △H 2
解析：根据“化学反应的能量变化与反应物消耗量、 生成物的生成量成正比”。可知： (1)生成1mol NaCl消耗的金属Na的质量是1g的多少倍， 则反应放出的热量就是17.87kJ的多少倍。 (2)消耗22.4LCl2时消耗的金属Na的质量是1g的多少倍， 则反应放出的热量就是17.87kJ的多少倍。
应用时要注意调整化学计量数，设法抵消中间产物。
课堂练习 1.已知热化学方程式：
①C(s)+O2(g)=CO2(g)
△H=－393.5kJ/mol
②2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) △H=－566.0kJ/mol 求C(s)+ 1 O2(g)=CO(g)的反应热。 2 2.已知热化学方程式：
例3：已知热化学方程式：
①C(s)+O2(g)=CO2(g) △H=－393.5kJ/mol
②2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) △H=－566.0kJ/mol 求C(s)+ 1 O2(g)=CO(g)的反应热。 2 分析： 欲求2C(s)+O2(g)=2CO(g)的反应热，可以认 为C(s)先是燃烧生成CO(g)，然后由CO(g)燃烧生成 CO2(g)。转化关系表示如下：
热化学方程式1 ± 热化学方程式2 ＝ 热化学方程式3 (△H1) (△H2) (△H3)
则有：△H3＝△H1±△H2
例：已知下列反应的反应热为 ① C H 3 C O O H (l)+ 2O 2 (g)＝ 2C O 2 (g)+ 2H 2 O (l) △ H 1 ＝ － 870.3kJ/m ol ② C (s)＋ O 2 (g)＝ C O 2 (g)
答：略。
△ H 4 ＝ － 1358.6kJ/m ol △ H 1 ＝ － 870.3kJ/m ol △ H ＝ － 488.3kJ/m ol
即 ： 2 C (s)＋ 2 H 2 (g )＋ O 2 (g )＝ C H 3 C O O H (l) △ H ＝ － 4 8 8 .3 k J /m o l
(1) 解：依题意，设反应生成1mol NaCl的反应热为△H， 放出的热量为Q。 因为生成1mol NaCl需要金属Na的1mol，则有 23g/mol×1mol × 17.87kJ=411kJ Q= 1g 所以△H=－411kJ/mol (2) 解：略。（注意要作答。此略。）
【计算依据之二】 热化学方程式可像等式一样进行相加或相减。即 若有：
2△H3
2CO2(s)＋2H2O(l) △H1
CH3COOH(l)＋2O2(g)
2△H2＋2△H3 =△H＋△H1 △H = 2△H2＋2△H3－△H1 △H = 2×(－393.5kJ/mol )＋2×(－285.8kJ/mol) －(－870.3kJ/mol) =－488.3kJ/mol
方法二：根据“热化学方程式可像等式一样进行相加 或相减”求解。
§1-3 反应热的计算 一、理论基础——盖斯定律 不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热 是相同的，即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。 说明： ①始态：指的是体系的起始状态。包括温度、压强 等外界条件和反应物的存在形态。 ②终态：指的是体系的终止状态。包括温度、压强 等外界条件和生成物的存在形态。 ③途径：指的是反应经过的过程(物理的或化学的中 间步骤)。
① 2H 2 (g )+ O 2 (g ) = 2H 2 O (l) 1 ② H 2 (g )+ 2 O 2 (g )= H 2 O (g ) △ H ＝ ― 5 71 .6 kJ∕ m o l △ H = － 2 4 1.8 k J∕ m o l
求1mL液态水转化为气态水的焓变。
图2
△H2 始态
终态 △H
推论：可逆反应中，正反应和逆反应的反应热大小相等， 符号相反。
例2：根据下图回答问题： CO2(g)+2H2O(l) △H2 CH4(g)+2O2(g) △H1 △H3 CO2(g)+2H2O(g)
(1)说出△H1、△H2 、△H3三者的含义 △H1：表示1molCH4燃烧生成气态水的反应热 △H2：表示1molCH4燃烧生成液态水的反应热 △H3：表示2mol气态水转化成液态水的热效应 (2)用代数式表示△H1、△H2、△H3三者的关系 △H2 = △H1 + △H3
解 ： ② × 2＋ ③ × 2 得 ： 2C (s)＋ 2O 2 (g)＝ 2C O 2 (g) + )2H 2 (g)＋ O 2 (g)＝ 2H 2 O (l) △ H 2 ＝ － 787.0kJ/m ol △ H 3 ＝ － 571.6kJ/m ol
④ 2C (s)+ 2H 2 (g)+3O 2 (g)＝ 2C O 2 (g)+ 2H 2 O (l) △ H 4 ＝ － 1358.6kJ/m ol
根据盖斯定律有： △H=△H1+△H2 △H =△H3+△H4+△H5
始态
△H 3 中间产物2
△H
终态
△H 5
△H 4
中间产物3
图1
△H 1
例1：如图2所示， 请证明：△H1+△H2 =0
始态
△H 2
终态
证明： 如图所示，由盖斯定律可得： △H= △H1+△H2 △H1 因始态直接“转化”为始态 无需能量，即△H=0，所以： 始态 △H1+△H2=△H=0， 原命题得证。
二、反应热的计算 【计算依据之一】 化学反应的能量变化与反应物消耗量、生成物的 生成量成正比。即 若有：aA(?)＋bB(?)＝cC(?)＋dD(?) △H 则有：naA(?)＋nbB(?)＝ncC(?)＋ndD(?) n△H 例：25℃、101kPa时，使1.0g钠与足量的氯气反应， 生成NaCl晶体并放出17.87kJ的热量。 (1)求生成1molNaCl的反应热 (2)求相同条件下，消耗22.4LCl2(标况)放出的热量
1 ③ H 2 (g)＋ O 2 (g)＝ H 2 O (l) 2
△ H 2 ＝ － 393.5kJ/m ol △ H 3 ＝ － 285.8kJ/m ol
试 计 算 下 述 反 应 的 反 应 热 ： 2C (s)+ 2H 2 (g)+ O 2 (g)＝ C H 3 C O O H (l)
方法一：设计合理的中间产物，利用盖斯定律求解。 2CO2(s)＋2H2(g)＋O2(g) 2△H2 2C(s)＋2H2(g)＋3O2(g) △H
小结
(1)化学反应的能量变化与反应物消耗量、生成物的 生成量成正比。 △m1(B)
△m2(B)
=
△n1(B) △n2(B)
=
Q1
Q2
=
△H1
△H2
(2)热化学方程式可像等式一样进行相加或相减。 若有： 热化学方程式1 ± 热化学方程式2 ＝ 热化学方程式3 (△H1) (△H2) (△H3) 则有：△H3＝△H1±△H2
④－①得： 2C (s)＋ 2H 2 (g)＋ 3O 2 (g)＝ 2C O 2 (g)＋ 2H 2 O (l) － )C H 3 C O O H (l)＋ 2O 2 (g)＝ 2C O 2 (g)＋ 2H 2 O (l) 2C (s)＋ 2H 2 (g)＋ O 2 (g)－ C H 3 C O O H (l)＝ 0
2CO2(g) △H2 2C(s)+2O2(g) △H1 △H3 2CO(g)+O2(g)
由盖斯定律可得： △H2=△H1+△H3 △H1=△H2－△H3 =2×(－393.5kJ/mol)－(－566.0kJ/mol) =－221kJ/mol 即有：2C(s)+O2(g)=2CO(g) △H1=－221kJ/mol 1 则C(s)+ O2(g)=CO(g)的反应热△H为： 2 1 △H= △H1 2 1 = ×(－221kJ/mol) 2 =－110.5kJ/mol 答：略。