化学选择性必修1第二节 反应热的计算备课ppt课件

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1.通过学习并理解盖斯定律的内容,能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算,培养宏观辨识与微观探析的核心素养。2.通过学会有关反应热计算的方法技巧,进一步提高化学计算的能力。
位移计算：要从A到B，它有三条路可以走。可以选择蓝色路径1，这时最短的一条路径，当然也可以走绿色路径2或红色路径3，它们于蓝色路径1比较，就是要走一些路。这些绿色路径或红色路径的总长度，明显要大于蓝色路径。但他们的位置变化却是相同的，可见物体移动路径与其位移并不是一回事。
向量计算：如果要计算普通四边形中向量AD，但是向量AD又不方便计算，我们该怎么办？
→ → → → → → AD =AC + CD AD=AB + BD
1.盖斯定律(1)内容: 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。(2)意义: 对于进行得很慢的反应、不容易直接发生的反应、产品不纯(即有副反应发生)的反应,测定其反应热比较困难,如果应用盖斯定律,就可以间接地把它们的反应热计算出来。
ΔH=ΔH1+ΔH2=ΔH3+ΔH4+ΔH5
【思考】反应①(2C+O2 2CO)和反应②(2CO+O2 2CO2)中的CO可看成“中间物质”,将两反应直接相加和,整理后得到的总反应的化学方程式如何?
提示 C+O2 CO2。
2.反应热的计算根据盖斯定律,我们可以利用已知反应的反应热来计算未知反应的反应热。计算原则如下：①若某个化学反应的ΔH=+a kJ·ml-1,则其逆反应的ΔH=-a kJ·ml-1;②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减而得到,则该反应的反应热可以由另外几个反应的反应热相加减而得到。
例如：H2(g)+1/2O2(g)==H2O(l)可以通过两个途径来完成这个反应过程
①H2(g)+1/2 O2(g)==H2O(g) △H1=－241.8kJ/ml
②H2O(g)==H2O(l) △H2=-44kJ/ml
根据盖斯定律，①+②得
H2(g)+1/2 O2(g)==H2O(l) △H=－285.8kJ/ml
盖斯定律的理解： ΔH＝ΔH1＋ΔH2
假设反应体系的始态为s.终态为L,它们之间的变化用两段弧线(可以包含着任意数目的中间步骤)连接，如图所示: 由图可知，反应体系先从S变化到L,体系放出能量(△H <0),再由L变回到S,体系吸收能量(△H2>0)。经过一个循环,体系仍处于S态，所有的反应物都和反应前一样。如果△H+△H2≠0,那么在物质丝毫未损的情况下体系能量发生了改变,违背了能量守恒定律。因此△H+△H2=0，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应进行的途径无关。
1.正误判断(1)一个反应一步完成或分几步完成,两者相比,经过的步骤越多,放出的热量就越多。(　　)(2)化学反应的反应热与化学反应的始态有关,与终态无关。(　　)(3)利用盖斯定律,可计算某些反应的反应热。(　　)(4)任何化学反应的反应热都可以直接测定。(　　)(5)不同的热化学方程式之间,因反应的物质不同,故热化学方程式不能相加减。(　　)(6) 中,存在关系式:ΔH1=ΔH2+ΔH3。(　　)
2.在298 K、101 kPa时,已知:①2H2O(g) === O2(g)+2H2(g)　ΔH1②Cl2(g)+H2(g) === 2HCl(g)　ΔH2③2Cl2(g)+2H2O(g) === 4HCl(g)+O2(g)　ΔH3则ΔH3与ΔH1和ΔH2间的关系正确的是(　　)A.ΔH3=ΔH1+2ΔH2B.ΔH3=ΔH1+ΔH2C.ΔH3=ΔH1-2ΔH2D.ΔH3=ΔH1-ΔH2答案 A解析 因为反应式①②③之间存在关系:①+2×②=③,故ΔH1+2ΔH2=ΔH3。
①设法消去所求热化学方程式中不需要的物质； ②始态和终态必须完全一致，盖斯定律才成立。
盖斯定律应用的常用方法(1)虚拟路径法:若反应物A变为生成物D,可以有两个途径: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,每步反应的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。
(2)加和法:“三调一加”一调：根据目标热化学方程式，调整已知热化学方程式中反应物和生成物的左右位置，改写已知的热化学方程式。二调：根据改写的热化学方程式调整相应ΔH 的符号。三调：调整中间物质的化学计量数。一加：将调整好的热化学方程式及其ΔH 相加。
熟练之后也可以直接同侧相加,异侧相减
例题：煤可通过下列两种途径成为燃料:途径Ⅰ　C(s)+O2(g) === CO2(g)　ΔH1<0途径Ⅱ　先制水煤气: C(s)+H2O(g) === CO(g)+H2(g)　ΔH2>0①再燃烧水煤气:2CO(g)+O2(g) === 2CO2(g) ΔH3<0② 2H2(g)+O2(g) === 2H2O(g) ΔH4<0③
请填写下列空白:(1)判断两种途径放出的热量:途径Ⅰ放出的热量　　　　(填“大于”“等于”或“小于”)途径Ⅱ放出的热量。 (2)ΔH1、ΔH2、ΔH3、ΔH4的数学关系是　　　　　　　　　　　　　　　　　。 (3)由于制取水煤气的反应里,反应物具有的总能量　　　　　(填“大于”“等于”或“小于”)生成物具有的总能量,所以该反应发生时,反应物须　　　　能量才能转化为生成物,因此其反应条件为　　　　　。 
ΔH1=ΔH2+ (ΔH3+ΔH4)
书写未知的热化学方程式时,物质状态或产物若难以确斯定确定，可以联系燃烧热的基本要求和题目所给时间、温度、压强等数据进行判断,如温度高于100 C，则水的状态为气态。
应用盖斯定律计算反应热时应注意的问题(1)首先要明确所求反应的始态和终态、各物质的化学计量数及反应的吸、放热情况。(2)不同途径对应的最终结果应一样。(3)当热化学方程式乘以或除以某一个数时,ΔH也应乘以或除以同一个数;方程式进行加减运算时,ΔH也同样要进行加减运算,注意各步反应ΔH的正负。(4)将一个热化学方程式逆向书写时,ΔH的符号也随之改变,但绝对值不变。(5)在设计反应过程中,可能会遇到同一物质的三态(固、液、气)的相互转化,状态由固→液→气变化时,会吸热;反之会放热。
变式训练 已知:2Zn(s)+O2(g) === 2ZnO(s)　ΔH=-701.0 kJ·ml-12Hg(l)+O2(g) === 2HgO(s)　ΔH=-181.6 kJ·ml-1则反应Zn(s)+HgO(s) === ZnO(s)+Hg(l)的ΔH为(　　)A.+519.4 kJ·ml-1B.+259.7 kJ·ml-1C.-259.7 kJ·ml-1D.-519.4 kJ·ml-1答案 C解析 由题给热化学方程式可得:①Zn(s)+ O2(g)ZnO(s)　ΔH=-350.5 kJ·ml-1;②Hg(l)+ O2(g) === HgO(s)　ΔH=-90.8 kJ·ml-1。根据盖斯定律,由①-②可得:Zn(s)+HgO(s) === ZnO(s)+Hg(l)　ΔH=(-350.5 kJ·ml-1)-(-90.8 kJ·ml-1)=-259.7 kJ·ml-1。
答案 根据盖斯定律分析,放出的热量 Q=(241.8 kJ·ml-1+44 kJ·ml-1)×1 ml=285.8 kJ。
(1)根据热化学方程式计算:反应热的绝对值与反应物的物质的量成正比。(2)根据反应物和生成物的能量计算: ΔH=生成物的能量总和-反应物的能量总和。(3)根据反应物和生成物的键能计算: ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和(4)根据盖斯定律计算:将热化学方程式进行适当的“加”“减”等变形,ΔH也进行相应“加”“减”计算。(5)根据物质的燃烧热数值计算:Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
(1)看物质状态。物质的气、液、固三态转化时的能量变化如下：(2)看ΔH的符号。比较反应热大小时不要只比较ΔH数值的大小，还要考虑其符号。(3)看化学计量数。当反应物与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。(4)看反应的程度。对于可逆反应，参加反应的物质的量和状态相同时，反应的程度越大，热量变化越大。
　反应热大小的比较1.试比较下列各组ΔH的大小。(1)同一反应，生成物状态不同时A(g)＋B(g)===C(g)　ΔH1＜0A(g)＋B(g)===C(l)　 ΔH2＜0则ΔH1___(填“>”“＜”或“＝”，下同)ΔH2。
JIETITANJIU
解析　因为C(g)===C(l)　ΔH3＜0则ΔH3＝ΔH2－ΔH1，ΔH2＜ΔH1。
(2)同一反应，反应物状态不同时S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH5＜0S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH6＜0则ΔH5___ΔH6。
根据反应物或生成物的状态比较反应焓变的大小
(3)两个有联系的不同反应相比C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＜0C(s)＋ O2(g)===CO(g)　ΔH2＜0则ΔH1___ΔH2。
根据反应进行的程度大小比较反应焓变的大小