盖斯定律 反应热的计算(高中化学选修4).ppt

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1、§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)。根据盖斯定律有：△H=△H1+△H2△H=△H3+△H4+△H5图1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

2、△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例1：如图2所示，请证明：△H1+△H2=0图2始态始态终态△H1△H2△H证明：如图所示，由盖斯定律可得：△H=△H1+△H2因始态直接“转化”为始态无需能量，即△H=0，所以：△H1+△H2=△H=0，原命题得证。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：CH4(g)+2O2(g)CO2(g)+2H

3、2O(l)CO2(g)+2H2O(g)△H2△H3△H1(1)说出△H1、△H2、△H3三者的含义(2)用代数式表示△H1、△H2、△H3三者的关系△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△H2=△H1+△H3例3：已知热化学方程式：①C(s)+O2(g)=CO2(g)△H=－393.5kJ/mol②2CO(g)+O2(g)=2CO2(g)△H=－566.0kJ/mol求C(s)+O2(g)=CO(g)的反应热。2C(s)+2O

4、2(g)2CO2(g)2CO(g)+O2(g)△H2△H3△H1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：12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则C(s)+O2(g)=CO(g)的反应热△H为：12△H=12△H1×(－221kJ/mol)1

5、2==－110.5kJ/mol答：略。二、反应热的计算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)放出的热量若有：aA(?)＋bB(?)＝cC(?)＋dD(?)△H则有：naA(?)＋nbB(?)＝ncC(?)＋ndD(?)n△H【计算依据之一】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1

6、molNaCl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。(1)解：依题意，设反应生成1molNaCl的反应热为△H，放出的热量为Q。因为生成1molNaCl需要金属Na的1mol，则有Q=23g/mol×1mol1g×17.87kJ=411kJ所以△H=－411kJ/mol(2)解：略。（注意要作答。此略。）热化学方程式1(△H1)±热化学方程式2(△H2)＝热化学方程式3(△H3)则

7、有：△H3＝△H1±△H2热化学方程式可像等式一样进行相加或相减。即若有：【计算依据之二】方法一：设计合理的中间产物，利用盖斯定律求解。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/mol2C(s)＋2H2(g)＋3O2(g)2CO2(s)＋2H2O(l)CH3COOH(l)＋2O2(g)△H△H12CO2(s)＋2H2(g)＋O2(g)2△H22△H3方法二：根据“热化学方程式可像等式一样

8、进行相加或相减”求解。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。(2)热化学方程式可像等式一样进行相加或相减。△n1(B)△n2(B)△H2△H1Q1Q2==△m1(B)△m2(B)=热化学方程式1(△H1)±热化学方程式2(△H2)＝热