《化学反应与能量的变化》.ppt

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__ __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_____无关。 (2)反应热总值一定，如下图表示始态到终态的反应热。 相 同 途径 则ΔH＝_________＝_______________。 (3)能量守恒：能量既不会增加，也不会减少，只会从一种形式转化为另一种形式。 3．意义 利用盖斯定律，可以间接计算难以直接测定的反应热。 ΔH1＋ΔH2 ΔH3＋ΔH4＋ΔH5 【议一议】 1．已知：①C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1 答案　(1)“虚拟路径”法 根据盖斯定律知 ΔH1＝ΔH＋ΔH2 ΔH＝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．根据盖斯定律，利用“方程式加合法”计算反应热时，应注意什么？ 答案　(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，所求之和为其代数和。 (3)将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”、“－”号必须随之改变。 (4)为了防止出错，应将方程式左、右颠倒，用“加法”计算。 二、反应热的计算 反应热计算的几种类型： (1)依据热化学方程式：反应热的绝对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 (2)依据盖斯定律：根据盖斯定律，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改变。 (3)依据反应物断键吸收热量Q吸与生成物成键放出热量Q放进行计算 ΔH＝_________。 (4)依据反应物的总能量E反应物和生成物的总能量E生成物进行计算 ΔH＝______________。 (5)依据物质的燃烧热ΔH计算：Q放＝____________。 (6)依据比热公式计算：Q＝_____。 Q吸－Q放 E生成物－E反应物 n可燃物×|ΔH| cmΔt 【算一算】 答案　25% 2．已知在一定条件下，CO的燃烧热为283 kJ·mol－1，CH4的燃烧热为890 kJ·mol－1，求1 mol CO和3 mol CH4组成的混合气体在上述条件下充分燃烧，释放的热量为________。 答案　2 953 kJ 解析　Q＝283 kJ·mol－1×1 mol＋890 kJ·mol－1×3 mol＝2 953 kJ。 3．已知H—H键键能为436 kJ·mol－1，H—N键键能为391 kJ·mol－1，根据N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝－92.4 kJ·mol－1，则N≡N键的键能为________。 答案　945.6 kJ·mol－1 解析　ΔH＝E(N≡N)＋3E(H—H)－6E(N—H)＝－92.4 kJ·mol－1，代入数据，则E(N≡N)＝945.6 kJ·mol－1。 1．盖斯定律的解题模型及应用技巧 【例1】　根据盖斯定律，结合下述热化学方程式，回答问题。 已知：(1)NH3(g)＋HCl(g)===NH4Cl(s) ΔH＝－176 kJ·mol－1 (2)HCl(g)＋H2O(l)===HCl(aq) ΔH＝－72.3 kJ·mol－1 (3)NH3(g)＋HCl(aq)===NH4Cl(aq) ΔH＝－52.3 kJ·mol－1 (4)NH4Cl(s)＋H2O(l)===NH4Cl(aq)　ΔH＝Q 则第(4)个方程式中的反应热是________。 答案　＋51.4 kJ·mol－1 解析　 利用盖斯定律知，(3)＋(2)－(1)＝(4)，则ΔH＝－52.3 kJ·mol－1＋(－72.3 kJ·mol－1)－(－176 kJ·mol－1)＝＋51.4 kJ·mol－1。 方法总结 反应热ΔH的大小比较是高考考查的常见知识点，也是高中化学学习的难点。现归纳总结如下： (1)比较ΔH时，把反应热的“＋”或“－”与反应热的数值看作一个整体进行比较，而比较反应放出或吸收的热量时只比较数值。 (2)直接比较法 依据规律、经验和常识直接判断不同反应的ΔH的大小的方法可称为直接比较法，如： ①吸热反应的ΔH肯定比放热反应的大(前者大于0，后者小于0)。 ②ΔH与物质的量有关，同一反应且物质的状态都相同时，|ΔH|与反应物的物质的量成正比。 ③等质量的反应物完全燃烧肯定比不完全燃烧放出的热量多，ΔH则要小。 ④一般情况下，生成等物质的量的水时，强酸和强碱的稀溶液反应肯定比弱酸和强碱、弱碱和强酸、弱酸和弱碱的稀