1.2.1 盖斯定律 教学课件(共25张PPT)高中化学人教版（2019）选修一
文档属性
| 名称 | 1.2.1 盖斯定律 教学课件(共25张PPT)高中化学人教版（2019）选修一 |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 18.3MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2025-07-01 10:27:29 | ||
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文档简介
(共25张PPT)
1.2.1 盖斯定律
核心素养目标
1.宏观辨识与微观探析：
宏观层面：通过分析不同反应路径的热效应，理解化学反应的热效应只与始态和终态有关，与路径无关，建立 “宏观路径差异→热效应守恒” 的认知模型。
微观层面：从化学键能量变化的角度，解释盖斯定律的本质是能量守恒，形成 “微观键能守恒→宏观热效应不变” 的思维逻辑。
2.变化观念与平衡思想：
能量守恒观念：认识盖斯定律是能量守恒定律在化学反应中的具体体现，理解无论反应分步进行还是一步完成，总能量变化不变，强化 “变化过程中能量守恒” 的核心观念。
3.科学态度与社会责任：
科学探究方法：通过盖斯定律的应用实例，培养学生严谨的逻辑推理能力和数据处理能力，体会理论推导与实验验证相结合的科学方法。
学习重难点
学习重点
1.盖斯定律的内涵：理解 “化学反应的反应热只与始态和终态有关，与反应途径无关”，能用图示表示反应路径与热效应的关系。
2.盖斯定律的应用：掌握通过已知反应热计算未知反应热的方法，能正确进行 ΔH 的代数运算。
学习难点
1.反应路径的设计与拆分：将复杂反应合理拆分为已知反应的组合，突破 “路径设计逻辑” 的思维障碍。
2.ΔH 的符号与倍数处理：在热化学方程式叠加过程中，准确处理 ΔH 的正负号和化学计量数倍数关系，避免计算错误。
课前导入
反应热的测定装置
C(s) + O2(g) = CO(g)
1
2
在科学研究和工业生产中，常常需要了解反应热。许多反应热可以通过实验直接测定，
难以控制反应的程度不能直接测定反应热
H = ？
但是有些反应热是无法直接测定的。例如：
C燃烧时不可能全部生成CO，总有一部分CO 生成，因此该反应的反应热是无法直接测定的。但这个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
对盖斯定律的理解
PART 01
1.盖斯定律
某些物质的燃烧热(25℃，101kPa) 名称 化学式(状态) H/(kJ/mol)
石墨 C(s) -393.5
金刚石 C(s) -395.0
氢气 H2(g) -285.8
一氧化碳 CO(g) -283.0
甲烷 CH4(g) -890.3
甲醇 CH3OH(g) -726.5
常见物质的标准生成焓，这么多的数据是如何获得的？
某些物质的燃烧热(25℃，101kPa) 名称 化学式(状态) H/(kJ/mol)
乙烷 C2H6(g) -1559.8
乙烯 C2H4(g) -1411.0
乙炔 C2H2(g) -1299.6
乙醇 C2H5OH(l) -1366.8
丙烷 C3H8(g) -2219.9
苯 C6H6(l) -3267.5
1.盖斯定律
海拔100m
海拔400m
A
B
登山的路径与人的势能变化有关吗？势能的变化与什么有关？
A点相当于反应体系的始态，
B点相当于反应体系的终态，山的高度相当于化学反应的反应热
势能的变化只与始态和终态的海拔差有关。
1.盖斯定律
一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。这就是盖斯定律。
即：在一定条件下，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
从能量守恒角度来看：
始态
始态
△H＜0
△H＞0
若从始态→终态，△H1＜0，体系放热；
则从终态→始态，△H2＞0，体系吸热；根据能量守恒，△H1+△H2=0
1.盖斯定律
对于如图所示的变化过程，焓变关系如下：
反应途径角度
能量守恒角度
A→D：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝－(ΔH4＋ΔH5＋ΔH6)
ΔH1＋ΔH2＋ΔH3+ΔH4＋ΔH5＋ΔH6=0
2.盖斯定律的意义
盖斯定律的提出要早于能量守恒定律的确认，是热化学领域发现的第一个定律，也是自然科学上首先得出的能量守恒和转化的规律性结论。盖斯定律是化学热力学发展的基础。
盖斯定律的提出，为反应热的研究提供了极大的方便，使一些不易测定或无法测定的化学反应的反应热可以通过推算间接求得。
盖斯定律的意义：
（1）速率很慢的反应；
（2）不容易直接发生的反应；
（3）伴随副反应的反应。
盖斯定律应用的常见方法
PART 02
1.虚拟途径法
若由A生成D可以有两个途径：
①由A直接生成D,反应热为△H;
②由A生成B,再由B生成C,最后由C生成D,每一步的反应热分别为△H 、△H 、△H ,则各反应热之间的关系如图所示。
A
B
C
D
△H1
△H2
△H3
△H=ΔH1＋ΔH2＋ΔH3
1.虚拟途径法
【例】C(s)+(g)=CO (g) H 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=-566.0 kJ/mol
2CO2 (g)
2C(s)+2O2(g)
2CO(g)+O2(g)
ΔH2
ΔH
2ΔH1
始态
终态
途径一
途径二
H + H2 = 2 H1
H1 = 2 H1 - H2
= -221kJ/mol
2.加和法
（1）找出：
根据目标热化学方程式中的反应物和生成物找出可用的已知热化学方程式。
（2）调整：
根据目标热化学方程式调整可用的已知热化学方程式的方向，同时调整△H的正负号；
根据目标热化学方程式将调整好方向的热化学方程式乘以某一个数(△H也需要乘以该数),以便后续消去无关物质。
（3）加和：
将调整好的热化学方程式进行加和，得到目标热化学方程式，从而求得△H。
2.加和法
2C (s) + O2(g) = 2CO (g) ΔH
目标式=2×①式-×②式
ΔH = 2× H1 -× H2 = -221kJ/mol
① C (s) + O2(g) = CO2(g) H1=－393.5kJ·mol-1
② 2CO(g) + O2 (g) = 2CO2(g) H2=－566.0kJ·mol-1
【例】C(s)+(g)=CO (g) H 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=-566.0 kJ/mol
3.盖斯定律的应用
应用盖斯定律计算反应热时的注意事项：
（1）热化学方程式乘以某数(整数或分数)时，反应热数值也相应乘以该数。
（2）热化学方程式相加减时，同种物质(且为相同状态)之间可相加减，反应热也随之相加减。
（3）将一个热化学方程式逆向书写时，△H的正负号必须随之改变，但其绝对值不变。
（4）在设计反应过程时，可能会遇到同一物质三态(固、液、气)间的相互转化，状态由固→液→气变化时，会吸热；反之，会放热。
3.盖斯定律的应用
H2 (g) + O2 (g)
H2O(l）
H2O (g)
ΔH
ΔH1
ΔH2
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) + O2 (g) = H2O (1) ΔH = － 285.8 kJ·mol－1
② H2O (g) = H2O(1) ΔH2 = －44.0kJ·mol－1
求 H2 (g) + O2 (g)= H2O (g) 的反应热 ΔH1。
ΔH1=ΔH - ΔH2
=－ 241.8 kJ·mol－1
3.盖斯定律的应用
ΔH1=ΔH - ΔH2=－ 241.8 kJ·mol－1
H2 (g) + O2 (g) = H2O (1) ΔH = － 285.8 kJ·mol－1
H2O (l) = H2O(g) -ΔH2 = +44.0kJ·mol－1
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) + O2 (g) = H2O (1) ΔH = － 285.8 kJ·mol－1
② H2O (g) = H2O(1) ΔH2 = －44.0kJ·mol－1
求 H2 (g) + O2 (g)= H2O (g) 的反应热 ΔH1。
归纳总结
盖斯定律
内容
特点
计算方法
虚拟路径法
加和法
一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。
在一定条件下，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。
随堂测试
1.下列关于盖斯定律描述不正确的是（ ）
A.化学反应的反应热不仅与反应体系的始态和终态有关，
也与反应的途径有关
B.盖斯定律遵守能量守恒定律
C.利用盖斯定律可间接计算通过实验难测定的反应的反应热
D.利用盖斯定律可以计算有副反应发生的反应的反应热
A
随堂测试
2.已知胆矾溶于水时溶液温度降低，胆矾分解的热化学方程式为
CuSO4 5H2O(s) = CuSO4(s)+5H2O(l) △H=+Q1kJ/mol
室温下，若将1mol无水硫酸铜溶解为溶液 时放热Q2kJ，则（ ）
A.Q1>Q2 B.Q1=Q2 C.Q1A
随堂测试
3. 已知下列热化学方程式：
① CH3COOH(l)+ 2O2(g) ═2CO2(g)+2H2O(l) ΔH1＝﹣870.3 kJ/mol
② C (s) + O2（g）═CO2（g） ΔH2＝﹣393.5 kJ/mol
③ H2(g) + O2（g）═H2O（l） ΔH3＝﹣285.8 kJ/mol
则反应 2C(s) +2H2（g）+O2（g）＝CH3COOH（l）的焓变ΔH为（ ）
A．244.15kJ mol﹣1 B．﹣224.15kJ mol﹣1
C．488.3kJ mol﹣1 D．﹣488.3kJ mol﹣1
D
随堂测试
4.已知在微生物的作用下，NH4+经过两步反应被氧化成NO3-，两步反应的焓变如图所示。
根据图示信息，计算1mol NH4+全部氧化成NO3-(aq)的 H
NH4+(aq)+ 2O2(g) = NO3-(g)+2H+(aq)+H2O(l) H = -346kJ/mol
随堂测试
5.室温下,CuSO4·5H2O(s)、CuSO4(s)与其水溶液之间转化的焓变关系如图:已知CuSO4·5H2O(s)溶于水,溶液温度降低;CuSO4(s)溶于水,溶液温度升高。
下列有关说法正确的是 ( )
A.从硫酸铜溶液中析出CuSO4·5H2O(s)的反应焓变ΔH>0
B.1 mol CuSO4(s)的总能量大于1 mol Cu2+(aq)与1 mol S(aq)的总能量
C.ΔH2>ΔH1
D.ΔH1=ΔH2+ΔH3
B
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1.2.1 盖斯定律
核心素养目标
1.宏观辨识与微观探析：
宏观层面：通过分析不同反应路径的热效应，理解化学反应的热效应只与始态和终态有关，与路径无关，建立 “宏观路径差异→热效应守恒” 的认知模型。
微观层面：从化学键能量变化的角度，解释盖斯定律的本质是能量守恒，形成 “微观键能守恒→宏观热效应不变” 的思维逻辑。
2.变化观念与平衡思想：
能量守恒观念：认识盖斯定律是能量守恒定律在化学反应中的具体体现，理解无论反应分步进行还是一步完成，总能量变化不变，强化 “变化过程中能量守恒” 的核心观念。
3.科学态度与社会责任：
科学探究方法：通过盖斯定律的应用实例，培养学生严谨的逻辑推理能力和数据处理能力，体会理论推导与实验验证相结合的科学方法。
学习重难点
学习重点
1.盖斯定律的内涵：理解 “化学反应的反应热只与始态和终态有关，与反应途径无关”，能用图示表示反应路径与热效应的关系。
2.盖斯定律的应用：掌握通过已知反应热计算未知反应热的方法，能正确进行 ΔH 的代数运算。
学习难点
1.反应路径的设计与拆分：将复杂反应合理拆分为已知反应的组合，突破 “路径设计逻辑” 的思维障碍。
2.ΔH 的符号与倍数处理：在热化学方程式叠加过程中，准确处理 ΔH 的正负号和化学计量数倍数关系，避免计算错误。
课前导入
反应热的测定装置
C(s) + O2(g) = CO(g)
1
2
在科学研究和工业生产中，常常需要了解反应热。许多反应热可以通过实验直接测定，
难以控制反应的程度不能直接测定反应热
H = ？
但是有些反应热是无法直接测定的。例如：
C燃烧时不可能全部生成CO，总有一部分CO 生成，因此该反应的反应热是无法直接测定的。但这个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
对盖斯定律的理解
PART 01
1.盖斯定律
某些物质的燃烧热(25℃，101kPa) 名称 化学式(状态) H/(kJ/mol)
石墨 C(s) -393.5
金刚石 C(s) -395.0
氢气 H2(g) -285.8
一氧化碳 CO(g) -283.0
甲烷 CH4(g) -890.3
甲醇 CH3OH(g) -726.5
常见物质的标准生成焓，这么多的数据是如何获得的？
某些物质的燃烧热(25℃，101kPa) 名称 化学式(状态) H/(kJ/mol)
乙烷 C2H6(g) -1559.8
乙烯 C2H4(g) -1411.0
乙炔 C2H2(g) -1299.6
乙醇 C2H5OH(l) -1366.8
丙烷 C3H8(g) -2219.9
苯 C6H6(l) -3267.5
1.盖斯定律
海拔100m
海拔400m
A
B
登山的路径与人的势能变化有关吗？势能的变化与什么有关？
A点相当于反应体系的始态，
B点相当于反应体系的终态，山的高度相当于化学反应的反应热
势能的变化只与始态和终态的海拔差有关。
1.盖斯定律
一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。这就是盖斯定律。
即：在一定条件下，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
从能量守恒角度来看：
始态
始态
△H＜0
△H＞0
若从始态→终态，△H1＜0，体系放热；
则从终态→始态，△H2＞0，体系吸热；根据能量守恒，△H1+△H2=0
1.盖斯定律
对于如图所示的变化过程，焓变关系如下：
反应途径角度
能量守恒角度
A→D：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝－(ΔH4＋ΔH5＋ΔH6)
ΔH1＋ΔH2＋ΔH3+ΔH4＋ΔH5＋ΔH6=0
2.盖斯定律的意义
盖斯定律的提出要早于能量守恒定律的确认，是热化学领域发现的第一个定律，也是自然科学上首先得出的能量守恒和转化的规律性结论。盖斯定律是化学热力学发展的基础。
盖斯定律的提出，为反应热的研究提供了极大的方便，使一些不易测定或无法测定的化学反应的反应热可以通过推算间接求得。
盖斯定律的意义：
（1）速率很慢的反应；
（2）不容易直接发生的反应；
（3）伴随副反应的反应。
盖斯定律应用的常见方法
PART 02
1.虚拟途径法
若由A生成D可以有两个途径：
①由A直接生成D,反应热为△H;
②由A生成B,再由B生成C,最后由C生成D,每一步的反应热分别为△H 、△H 、△H ,则各反应热之间的关系如图所示。
A
B
C
D
△H1
△H2
△H3
△H=ΔH1＋ΔH2＋ΔH3
1.虚拟途径法
【例】C(s)+(g)=CO (g) H 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=-566.0 kJ/mol
2CO2 (g)
2C(s)+2O2(g)
2CO(g)+O2(g)
ΔH2
ΔH
2ΔH1
始态
终态
途径一
途径二
H + H2 = 2 H1
H1 = 2 H1 - H2
= -221kJ/mol
2.加和法
（1）找出：
根据目标热化学方程式中的反应物和生成物找出可用的已知热化学方程式。
（2）调整：
根据目标热化学方程式调整可用的已知热化学方程式的方向，同时调整△H的正负号；
根据目标热化学方程式将调整好方向的热化学方程式乘以某一个数(△H也需要乘以该数),以便后续消去无关物质。
（3）加和：
将调整好的热化学方程式进行加和，得到目标热化学方程式，从而求得△H。
2.加和法
2C (s) + O2(g) = 2CO (g) ΔH
目标式=2×①式-×②式
ΔH = 2× H1 -× H2 = -221kJ/mol
① C (s) + O2(g) = CO2(g) H1=－393.5kJ·mol-1
② 2CO(g) + O2 (g) = 2CO2(g) H2=－566.0kJ·mol-1
【例】C(s)+(g)=CO (g) H 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=-566.0 kJ/mol
3.盖斯定律的应用
应用盖斯定律计算反应热时的注意事项：
（1）热化学方程式乘以某数(整数或分数)时，反应热数值也相应乘以该数。
（2）热化学方程式相加减时，同种物质(且为相同状态)之间可相加减，反应热也随之相加减。
（3）将一个热化学方程式逆向书写时，△H的正负号必须随之改变，但其绝对值不变。
（4）在设计反应过程时，可能会遇到同一物质三态(固、液、气)间的相互转化，状态由固→液→气变化时，会吸热；反之，会放热。
3.盖斯定律的应用
H2 (g) + O2 (g)
H2O(l）
H2O (g)
ΔH
ΔH1
ΔH2
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) + O2 (g) = H2O (1) ΔH = － 285.8 kJ·mol－1
② H2O (g) = H2O(1) ΔH2 = －44.0kJ·mol－1
求 H2 (g) + O2 (g)= H2O (g) 的反应热 ΔH1。
ΔH1=ΔH - ΔH2
=－ 241.8 kJ·mol－1
3.盖斯定律的应用
ΔH1=ΔH - ΔH2=－ 241.8 kJ·mol－1
H2 (g) + O2 (g) = H2O (1) ΔH = － 285.8 kJ·mol－1
H2O (l) = H2O(g) -ΔH2 = +44.0kJ·mol－1
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) + O2 (g) = H2O (1) ΔH = － 285.8 kJ·mol－1
② H2O (g) = H2O(1) ΔH2 = －44.0kJ·mol－1
求 H2 (g) + O2 (g)= H2O (g) 的反应热 ΔH1。
归纳总结
盖斯定律
内容
特点
计算方法
虚拟路径法
加和法
一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。
在一定条件下，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。
随堂测试
1.下列关于盖斯定律描述不正确的是（ ）
A.化学反应的反应热不仅与反应体系的始态和终态有关，
也与反应的途径有关
B.盖斯定律遵守能量守恒定律
C.利用盖斯定律可间接计算通过实验难测定的反应的反应热
D.利用盖斯定律可以计算有副反应发生的反应的反应热
A
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2.已知胆矾溶于水时溶液温度降低，胆矾分解的热化学方程式为
CuSO4 5H2O(s) = CuSO4(s)+5H2O(l) △H=+Q1kJ/mol
室温下，若将1mol无水硫酸铜溶解为溶液 时放热Q2kJ，则（ ）
A.Q1>Q2 B.Q1=Q2 C.Q1
随堂测试
3. 已知下列热化学方程式：
① CH3COOH(l)+ 2O2(g) ═2CO2(g)+2H2O(l) ΔH1＝﹣870.3 kJ/mol
② C (s) + O2（g）═CO2（g） ΔH2＝﹣393.5 kJ/mol
③ H2(g) + O2（g）═H2O（l） ΔH3＝﹣285.8 kJ/mol
则反应 2C(s) +2H2（g）+O2（g）＝CH3COOH（l）的焓变ΔH为（ ）
A．244.15kJ mol﹣1 B．﹣224.15kJ mol﹣1
C．488.3kJ mol﹣1 D．﹣488.3kJ mol﹣1
D
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4.已知在微生物的作用下，NH4+经过两步反应被氧化成NO3-，两步反应的焓变如图所示。
根据图示信息，计算1mol NH4+全部氧化成NO3-(aq)的 H
NH4+(aq)+ 2O2(g) = NO3-(g)+2H+(aq)+H2O(l) H = -346kJ/mol
随堂测试
5.室温下,CuSO4·5H2O(s)、CuSO4(s)与其水溶液之间转化的焓变关系如图:已知CuSO4·5H2O(s)溶于水,溶液温度降低;CuSO4(s)溶于水,溶液温度升高。
下列有关说法正确的是 ( )
A.从硫酸铜溶液中析出CuSO4·5H2O(s)的反应焓变ΔH>0
B.1 mol CuSO4(s)的总能量大于1 mol Cu2+(aq)与1 mol S(aq)的总能量
C.ΔH2>ΔH1
D.ΔH1=ΔH2+ΔH3
B
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