高中二年級上學期化學《反應熱的計算》教學課件

第一章

化學反應的熱效應第二節(jié)

反應熱的計算教學目標

1、理解蓋斯定律的含義，認識同一個化學反應的反應熱與反應進行的途徑無關。

2、通過計算反應熱，體會反應熱與反應條件、能量利用的關系，能合理利用反應熱，感受定量研究的意義。

在科學研究和工業(yè)生產(chǎn)中，常常需要了解反應熱。為了提供這么大的能量，我們需要加注多少噸燃料呢？燃煤工業(yè)鍋爐正常工作一天可提供多少熱能？如何獲得不同燃料燃燒時的反應熱呢？如何獲得不同燃料燃燒時的反應熱呢？實驗直接測定無法直接測定燃燒熱、中和熱等例：碳完全燃燒C(s)+O2(g)=CO2(g)ΔH1

=﹣393.5kJ/mol

不完全燃燒熱、反應緩慢，副反應等能否利用一些已知反應的反應熱來計算其他反應的反應熱呢？反應熱研究簡史法國化學家拉瓦錫法國數(shù)學家、天文學家拉普拉斯冰量熱計俄國化學家蓋斯改進了拉瓦錫和拉普拉斯的冰量熱計，從而較為準確的測量了許多化學反應的熱效應。反應熱研究簡史

1836年，蓋斯經(jīng)過多次實驗，總結出一條規(guī)律：一個化學反應，不管是一步完成的還是分布完成的，其反應熱是相同的。這就是蓋斯定律。

蓋斯定律的提出，為反應熱的研究提供了極大的方便，使一些不易測準或無法測定的化學反應的反應熱可以通過推算間接求得。蓋斯定律的提出要早于能量守恒定律的確認，因此，蓋斯定律是化學熱力學發(fā)展的基礎，至今仍有廣泛的應用。ΔH=ΔH1+

ΔH2+

ΔH3一、蓋斯定律一個化學反應，不管是一步完成的還是分布完成的，其反應熱是相同的。含義：理解：在一定條件下，化學反應的反應熱只與反應體系的始態(tài)和終態(tài)有關，而與反應進行的途徑無關。始態(tài)終態(tài)反應熱起點終點勢能途徑Ⅰ途徑Ⅱ始態(tài)終態(tài)路徑Ⅰ路徑ⅡΔH1

=ΔH3+ΔH2

ΔH3

=ΔH1-ΔH2

一、蓋斯定律

=﹣393.5kJ/mol-(-283.0kJ/mol)=-110.5kJ/molΔH=-110.5KJ/mol__________注意：

ΔH的計算中，應該帶入各自的“+”和“-”一起計算。

一、蓋斯定律

由①-②得：

合并移項得：

ΔH=ΔH1-ΔH2

ΔH=-110.5kJ/mol=﹣393.5kJ/mol-(-283.0kJ/mol)=-110.5kJ/mol目標反應=①-②__________C(s)+O2(g)-CO(g)-O2(g)=CO2(g)-CO2(g)

12C(s)+O2(g)=CO(g)12注意同側相加，異側相減系數(shù)不同，調(diào)整相同（1）已知：①2C(s)＋O2(g)＝2CO(g)△H1＝－221.0kJ·mol－1

②2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g)△H2＝－483.6kJ·mol－1

則制備水煤氣的反應

③C(s)＋H2O(g)＝CO(g)＋H2(g)

△H=__________________

【任務評價】ΔH=(ΔH1-ΔH2)/2=[-221.0kJ?mol－1-(-483.6kJ?mol－1)]/2=+131.3kJ?mol－1+131.3kJ?mol－11111二、反應熱的計算方法一：蓋斯定律方法二：ΔH=H(生成物)-H(反應物)方法三：ΔH=反應物的鍵能之和

-生成物的鍵能之和1、根據(jù)反應方程式計算反應熱2、根據(jù)燃燒熱計算反應放出的熱量Q=n(可燃物)×|ΔH|二、反應熱的計算2、根據(jù)燃燒熱計算反應放出的熱量Q=n(可燃物)