化学人教版（2019）选择性必修1 1.2.1盖斯定律 课件（共22张ppt）

(共22张PPT)
第一章化学反应的热效应
第二节 反应热的计算
第一课时 盖斯定律
01
02
运用盖斯定律进行简单计算
理解盖斯定律的概念
学习目标
回顾旧知
【回忆一】有哪些方法可以确定一个反应的反应热？
① 实验法（量热计测量）----中和反应反应热的测定
②宏观角度焓变计算公式：
△H=H(生成物总焓）-H(反应物总焓)
③微观角度焓变计算公式：
△H=E(反应物断键吸收的总能量）- E(生成物成键释放的总能量)
△H>0，吸热反应，焓值增大
△H<0，放热反应，焓值减小
【回忆二】如何判断一个化学反应是吸热反应或放热反应？
方法一
回顾旧知
方法二：图示法判断
放热反应
吸热反应
导入新知
【思考】对于化学反应的反应热是否都可通过实验法测得？
判断以下反应是否可通过实验法直接测定其反应热。
C(s)+(g)=CO (g)
不能,因为燃料碳固体燃烧不可能完全转化为CO，一定有一部分碳会转化为CO2
【思考】我们如何得到该反应的反应热呢？
盖斯定律
新知讲解
1、定义：
化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热相同。
【思考】什么是盖斯定律？
2、多角度理解：（爬山）
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。
反应热
一：盖斯定律理解
3、能量守恒的角度理解
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
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。
1．反应原理
H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l) ΔH=-57.3 kJ·mol-1
通过测定一定量的酸、碱溶液在反应前后温度的变化，计算反应放出的热量，由此得中和热。
一：盖斯定律理解
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。
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。
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
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
二：盖斯定律应用
C(s)+(g)=CO (g)
【思考】我们如何得到该反应的反应热呢？
△H=
【意义】盖斯定律可以间接的计算难直接测的反应热
一，虚拟路径法
方
法
二，加和法
二：盖斯定律应用
A
B
C
D
△H=△H1+△H2+△H3
△H
△H2
△H3
△H1
(一)虚拟路径法
虽然C(s)+(g)=CO (g)该反应的反应热无法直接测定，
但下列两个反应的反应热却可以直接测定：
C(s)+O2(g)=CO2(g) H1= -393.5 kJ/mol
CO(g)+ O2 (g)=CO2(g) H2= -283.0 kJ/mol
二：盖斯定律应用
(1)虚拟路径法应用
C(s)+(g)=CO (g)
【思考】我们如何得到该反应的反应热呢？
△H=
虽然C(s)+(g)=CO (g)该反应的反应热无法直接测定，
但下列两个反应的反应热却可以直接测定：
C(s)+O2(g)=CO2(g) H1= -393.5 kJ/mol
CO(g)+ O2 (g)=CO2(g) H2= -283.0 kJ/mol
(1)虚拟路径法应用
上述三个反应具有如下关系：
C(s)+O2(g)
CO2(g)
CO(g)+ O2 (g)
H1
H3
H2
途径一
途径二
根据盖斯定律，则有：
H3= H1- H2
=-393.5kJ/mol-（-283.0kJ/mol）
=-110.5kJ/mol
H1= H2+ H3
二：盖斯定律应用
(二)加和法
第一步：
确定目标热化学方程式中的物质，找出中间产物
【典例1】氢气与氧气生成液态水的反应，
可以通过两种途径来完成，如图所示。已知：
① H2 (g) +1/2O2 (g) = H2O (1) ΔH = － 285.8 kJ·mol－1
② H2O (g) = H2O(1) ΔH2 = －44.0kJ·mol－1
求 H2 (g) + 1/2O2 (g)= H2O (g) 的反应热 ΔH1。
目标热化学方程式
中间产 物
二：盖斯定律应用
(二)加和法
第二步：
消去中间产物（同向相减，异向相加）
【典例1】氢气与氧气生成液态水的反应，
可以通过两种途径来完成，如图所示。已知：
① H2 (g) +1/2O2 (g) == H2O (1) ΔH = － 285.8 kJ·mol－1
② H2O (g) == H2O(1) ΔH2 = －44.0kJ·mol－1
求 H2 (g) + 1/2O2 (g)= H2O (g) 的反应热 ΔH1。
等号右侧
同向相减
①-②H2 (g) +1/2O2 (g) - H2O (g)== 0
①-②H2 (g) +1/2O2 (g) == H2O (g)
二：盖斯定律应用
(二)加和法
第三步：
看加(碱)所得方程式是否与目标方程式一致，并计算ΔH。（化系数）
氢气与氧气生成液态水的反应，如图所示。已知：
① H2 (g) +1/2O2 (g) == H2O (1) ΔH = － 285.8 kJ·mol－1
② H2O (g) == H2O(1) ΔH2 = －44.0kJ·mol－1
求 H2 (g) + 1/2O2 (g)= H2O (g) 的反应热 ΔH1。
等号右侧
同向相减
①-②H2 (g) +1/2O2 (g) - H2O (g)== 0
①-②H2 (g) +1/2O2 (g) == H2O (g)
ΔH1 = ΔH-ΔH2
= - 241.8 kJ·mol－1
二：盖斯定律应用
(二)加和法
思考：
氢气与氧气生成液态水的反应，如图所示。已知：
① H2 (g) +1/2O2 (g) == H2O (1) ΔH = － 285.8 kJ·mol－1
② H2O (g) == H2O(1) ΔH2 = －44.0kJ·mol－1
求 H2 (g) + 1/2O2 (g)= H2O (g) 的反应热 ΔH1。
等号右侧
同向相减
②-①H2O (g)-H2 (g) -1/2O2 (g) = 0
ΔH3 = ΔH2-ΔH
=241.8 kJ·mol－1
当加(碱)所得方程式与目标方程式不一致，ΔH如何求？
②-① H2O (g) = H2 (g) + 1/2O2 (g) ΔH3
H2 (g) + 1/2O2 (g)= H2O (g) ΔH1= -ΔH3= -241.8 kJ·mol－1
注意;同一个反应下，正，逆反应所产生的反应热互为相反数。
二：盖斯定律应用
(二)加和法注意事项
(1)热化学方程式的系数要与ΔH相对应
（系数扩大多少倍，ΔH也要扩大相应的倍数）
(2)热化学方程式相加减时，ΔH也随之加减
(3)将热化学方程式相颠倒，ΔH的数值不变，符号改变。
课堂小练
【例1】Deacon直接氧化法可按下列催化过程进行：
①CuCl2(s)=CuCl(s)＋1/2Cl2(g)　 ΔH1＝83 kJ·mol－1
②CuCl(s)＋1/2O2(g)=CuO(s)＋1/2Cl2(g) ΔH2＝－20 kJ·mol－1
③ CuO(s)＋2HCl(g)=CuCl2(s)＋H2O(g) ΔH3＝－121 kJ·mol－1
则4HCl(g)＋O2(g)=2Cl2(g)＋2H2O(g)的ΔH＝____kJ·mol－1。
二：盖斯定律应用
【小结：利用盖斯定律计算反应热的一般步骤】
(1) 确定待求方程式(即目标方程式)；
(2) 以目标方程式为参考，把已知方程式扩大或减小一定的倍数后进行加减消去未出现在目标方程式中的化学式，最后得出待求方程式；
(3)把已知ΔH 带正负号进行与上述相同的四则运算规则进行计算即得目标方程式的ΔH 。
关键：
目标方程式的“四则运算式”的导出。
方法：
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”。
途径：
①虚拟路径法； ②加合法。
1、定义：
不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同。
反应的热效应只与始终态有关，与反应途径无关。
正、逆反应的反应热数值相等，符号相反。
2、特点：
温度、压强，物质状态，反应物用量等。
3、影响反应热的因素：
间接计算难以直接测定的反应热。
4、应用：
一、盖斯定律
提纲挈领，总结归纳
THANKS
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