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第2讲 反应热的计算、盖斯定律应用(1课时)
一、教学流程
活动一：构建知识体系
问题1：盖斯定律的内容是什么？
[例题1] 物质A在一定条件下可发生一系列转化，完成下列填空。
(1)A→F，ΔH＝______________________________________________________。
(2)ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝__________________________________。
(3)C→F，|ΔH|________(填“＞”“＜”或“＝”)|ΔH1＋ΔH2＋ΔH6|。
(4)|ΔH1＋ΔH2＋ΔH3|________(填“＞”“＜”或“＝”)|ΔH4＋ΔH5＋ΔH6|。
[答案] (1)－ΔH6或ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5 (2) 0　(3)＝　(4)＝
[归纳总结]
1．ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5
2．比较ΔH的大小时需考虑正负号，对于放热反应，放热越多ΔH越小；对于吸热反应，吸热越多，ΔH越大
热化学方程式 焓变之间的关系
aA===B　ΔH1 A===B　ΔH2 ΔH2＝ΔH1或ΔH1＝aΔH2
aA===B　ΔH1
B===aA　ΔH2 ΔH1＝－ΔH2
3.
问题2：ΔH的大小如何比较？同一反应，生成物(或生成物)状态不同焓变有何关系？
试比较下列各组ΔH的大小。
(1)同一反应，生成物状态不同时
A(g)＋B(g)===C(g)　ΔH1＜0
A(g)＋B(g)===C(l)　ΔH2＜0
则ΔH1________(填“＞”“＜”或“＝”，下同)ΔH2。
(2)同一反应，反应物状态不同时
S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH1＜0
S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH2＜0
则ΔH1________ΔH2。
(3)两个有联系的不同反应相比
C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＜0
C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH2＜0
则ΔH1________ΔH2。
[答案] (1)＞　(2)＜　(3)＜
[练习1] 探究CH3OH合成反应化学平衡的影响因素，有利于提高CH3OH的产率。以CO2、H2为原料合成CH3OH涉及的主要反应如下：
Ⅰ.
Ⅱ.
Ⅲ.
则。
(练习1出处：2020年山东省普通高中学业水平等级考试第18题节选，推荐理由：盖斯定律的应用与有关物质的量的计算联系很紧密，在计算过程中培养了学生综合运用知识的能力)
[答案] +40.9
活动二：重难点突破
问题3：应用盖斯定律解题的一般流程？
[典型题例] 钒催化剂参与反应的能量变化如图所示，V2O5(s)与SO2(g)反应生成VOSO4(s)和V2O4(s)的热化学方程式为：____________________________________________。
(典型题例出处：2020年全国卷I第10题节选，推荐理由：本题考查了热化学方程的书写，要利用好图像，考查分析问题的能力、计算能力。)
[解析]根据盖斯定律，用已知的热化学方程式通过一定的数学运算，可以求出目标反应的反应热；由题中信息可知：
①SO2(g)+O2(g) SO3(g) H= -98kJ mol-1
②V2O4(s)+ SO3(g) V2O5(s)+ SO2(g) H2= -24kJ mol-1
③V2O4(s)+ 2SO3(g) 2VOSO4(s) H1= -399kJ mol-1
根据盖斯定律可知，③-②2得2V2O5(s)+ 2SO2(g) 2VOSO4(s)+ V2O4(s)，
则 H= H1-2 H2=( -399kJ mol-1)-( -24kJ mol-1)2= -351kJ mol-1，所以该反应的热化学方程式为：2V2O5(s)+ 2SO2(g) 2VOSO4(s)+ V2O4(s) H= -351 kJ mol-1；
[答案] 2V2O5(s)+ 2SO2(g) 2VOSO4(s)+ V2O4(s) H= -351 kJ mol-1；
[小结] 盖斯定律应用三步流程
[练习2] 已知25℃、101kPa下，1mol水蒸发为水蒸气需要吸热44.01kJ。
2H2O(l) === 2H2(g)+ O2(g) H= +571.66 kJ mol-1
C(s)+ 2H2O(g) === CO(g)+ H2(g) H= +131.29 kJ mol-1
则反应 C(s)+ O2(g) === CO(g) 的反应热为
(练习2出处：2021年1月八省联考河北试题第7题。)
答案： H= -110.53 kJ mol-1
[例题2] 已知共价键的键能与热化学方程式信息如下表：
共价键 H-H H-O
键能/(kJ·mol-1) 436 463
热化学方程式 2H2(g) + O2 (g)=2H2O(g) ΔH= -482kJ·mol-1
则2O(g)=O2(g)的ΔH为
A．428 kJ·mol-1 B．-428 kJ·mol-1 C．498 kJ·mol-1 D．-498 kJ·mol-1
(例题2出处：2021年1月浙江高考第20题，推荐理由：本题考察反应热的计算， H=反应物的键能总和-生成物的键能总和是解答关键，考查分析问题的能力、计算能力。)
答案：D
问题4：反应热的计算类型有哪些？
1．根据热化学方程式计算
2．根据反应物和生成物的能量计算或根据反应物和生成物的键能计算
3．根据燃烧热、中和热计算反应热
4．根据盖斯定律计算反应热：
活动三：巩固提升
已知下列反应：
SO2(g)＋2OH－(aq)===SO(aq)＋H2O(l)　 ΔH1，
ClO－(aq)＋SO(aq)===SO(aq)＋Cl－(aq)　ΔH2，
CaSO4(s)===Ca2＋(aq)＋SO(aq)　 ΔH3，
则反应SO2(g)＋Ca2＋(aq)＋ClO－(aq)＋2OH－(aq)===CaSO4(s)＋H2O(l)＋Cl－(aq)
的ΔH＝ 。
甲醇质子交换膜燃料电池中将甲醇蒸气转化为氢气的两种反应原理是：
①CH3OH(g)＋H2O(g)===CO2(g)＋3H2(g)ΔH＝＋49.0 kJ·mol－1
②CH3OH(g)＋O2(g)===CO2(g)＋2H2(g)ΔH＝－192.9 kJ·mol－1，
又知③H2O(g)===H2O(l)　ΔH＝－44 kJ·mol－1
则甲醇燃烧生成液态水的热化学方程式： ______________________________________。
3．下表是部分化学键的键能数据，已知1 mol白磷(P4)完全燃烧放热为d kJ，白磷及其完全燃烧的产物结构如图Ⅱ所示，则表中x＝________ kJ·mol－1(用含有a、b、c、d的代数式表示)。
化学键 P—P P—O O===O P===O
键能/(kJ·mol－1) a b c x
4．①2O2(g)＋N2(g)===N2O4(l)　ΔH1
②N2(g)＋2H2(g)===N2H4(l)　ΔH2
③O2(g)＋2H2(g)===2H2O(g)　ΔH3
④2N2H4(l)＋N2O4(l)===3N2(g)＋4H2O(g) ΔH4＝－1048.9 kJ·mol－1
上述反应热效应之间的关系式为ΔH4＝ ，
联氨和N2O4可作为火箭推进剂的主要原因是 。
5．甲醇既是重要的化工原料，又可作为燃料，利用合成气(主要成分为CO、CO2和H2)在催化剂作用下合成甲醇，发生的主要反应如下：
①CO(g)＋2H2(g) CH3OH(g)　ΔH1
②CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH2
③CO2(g)＋H2(g) CO(g)＋H2O(g)　ΔH3
已知反应①中相关的化学键键能数据如下：
化学键 H—H C—O C≡O H—O C—H
E/(kJ·mol－1) 436 343 1 076 465 413
由此计算ΔH1＝ kJ·mol－1；已知ΔH2＝－58 kJ·mol－1，则ΔH3＝ kJ·mol－1。
6．已知反应2HI(g)===H2(g)＋I2(g)的ΔH＝＋11 kJ·mol－1,1 mol H2(g)、1 mol I2(g)分子中化学键断裂时分别需要吸收436 kJ、151 kJ的能量，则1 mol HI(g)分子中化学键断裂时需吸收的能量为 kJ。
7．在25 ℃、101 kPa时，C(s)、H2(g)、CH3COOH(l)的燃烧热分别为393.5 kJ·mol－1、285.8 kJ·mol－1、870.3 kJ·mol－1，则2C(s)＋2H2(g)＋O2(g)===CH3COOH(l)的反应热为
kJ·mol－1。
8．已知：NH3·H2O(aq)与H2SO4(aq)反应生成1 mol正盐的ΔH＝－24.2 kJ·mol－1；强酸、强碱的稀溶液反应的中和热为ΔH＝－57.3 kJ·mol－1。则NH3·H2O在水溶液中电离的ΔH＝ kJ·mol－1。
9．已知： 298K时，相关物质的相对能量(如图)。
可根据相关物质的相对能量计算反应或变化的(随温度变化可忽略)。例如： 。
则 C2H6(g)+2CO2(g) 4CO(g)+3H2(g) 的
ΔH＝ kJ·mol－1。
[解析]
1．将题中的3个反应依次标记为①、②、③，根据盖斯定律，①＋②－③即得所求的反应，ΔH＝ΔH1＋ΔH2－ΔH3。
2．根据盖斯定律，由3×②－①×2＋③×2得：CH3OH(g)＋2 (3)O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝3×(－192.9 kJ·mol－1)－2×49.0 kJ·mol－1＋(－44 kJ·mol－1)×2＝－764 kJ·mol－1。
3．反应热＝反应物键能总和－生成物键能总和，即6a＋5c－(4x＋12b)＝－d，
可得x＝4 (d＋6a＋5c－12b)。
4．对照目标热化学方程式中的反应物和生成物在已知热化学方程式中的位置和化学计量数，利用盖斯定律，将热化学方程式③×2，减去热化学方程式②×2，再减去热化学方程式①，即可得出热化学方程式④，故ΔH4＝2ΔH3－2ΔH2－ΔH1；联氨具有强还原性，N2O4具有强氧化性，两者混合在一起易自发地发生氧化还原反应，反应放出热量大，并产生大量的气体，可为火箭提供很大的推进力。
5．根据键能与反应热的关系可知，ΔH1＝反应物的键能之和－生成物的键能之和＝(1 076 kJ·mol－1＋2×436 kJ·mol－1)－(413 kJ·mol－1×3＋343 kJ·mol－1＋465 kJ·mol－1)＝－99 kJ·mol－1。根据质量守恒定律：由②－①可得：CO2(g)＋H2(g) CO(g)＋H2O(g)，结合盖斯定律可得：ΔH3＝ΔH2－ΔH1＝(－58 kJ·mol－1)－(－99 kJ·mol－1)＝＋41 kJ·mol－1。
6．形成1 mol H2(g)和1 mol I2(g)共放出436 kJ＋151 kJ＝587 kJ能量，设断裂2 mol HI(g)中化学键吸收2a kJ能量，则有：2a kJ－587 kJ＝11 kJ，得a＝299。
[另解：ΔH＝2E(H—I)－E(H—H)－E(I—I)，2E(H—I)＝ΔH＋E(H—H)＋E(I—I)＝11 kJ·mol－1＋436 kJ·mol－1＋151 kJ·mol－1＝598 kJ·mol－1，则E(H—I)＝299 kJ·mol－1]。
7．由题知表示各物质燃烧热的热化学方程式分别为①C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－393.5 kJ·mol－1；②H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1；③CH3COOH(l)＋2O2(g)===2CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH＝－870.3 kJ·mol－1。则2C(s)＋2H2(g)＋O2(g)===CH3COOH(l)可由反应①×2＋②×2－③得出，则反应热为(－393.5 kJ·mol－1)×2＋(－285.8 kJ·mol－1)×2－(－870.3 kJ·mol－1)＝－488.3 kJ·mol－1。
8．根据题意先写出热化学方程式：2NH3·H2O(aq)＋H2SO4(aq)===(NH4)2SO4(aq)＋2H2O(l)　ΔH＝－24.2 kJ·mol－1，H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1。再由盖斯定律得，NH3·H2O(aq)===NH(aq)＋OH－(aq)　ΔH＝＋45.2 kJ·mol－1。
9．由图中的数据可知，C2H6(g)、CO2(g)、CO(g)、H2(g)的相对能量分别为-84kJ mol-1、-393 kJ mol-1、-110 kJ mol-1、0 kJ mol-1。由题中信息可知， H=生成物的相对能量-反应物的相对能量，因此，C2H6(g)+2CO2(g) 4CO(g)+3H2(g) H3=(-110 kJ mol-1)4-(-84kJ mol-1)-( -393 kJ mol-1)2=＋430 kJ mol-1。
【参考答案】
1．ΔH1＋ΔH2－ΔH3
2．CH3OH(g)＋2 (3)O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)ΔH＝－764.7 kJ·mol－1
3．4 (d＋6a＋5c－12b)
4．2ΔH3－2ΔH2－ΔH1 ；反应放出热量大，产生大量的气体
5．－99 ；＋41
6．299
7．－488.3
8．＋45.2
9．＋430
二、教学建议
1．使用学案，补充适当练习，及时发现问题，及时解决，这也是计算性课型的一个基本特点。通过练习，加深对概念本身的理解和加强概念的应用。
2．充分利用多媒体教学资源，充分利用教材所给的图示，利用多媒体软件进行形象化教学，帮助学生理解难于理解的抽象知识，比如对盖斯定律进行形象化的说明。
3．可引用大量的生活中的事例理解盖斯定律时，可用爬山或者是学生从家到学校可选用多种途径为例。
4．明确解题模式：审题→分析→求解。
三、情境素材
1．盖斯定律
1836年，瑞士化学家盖斯(G.H.Hess，1802—1850)在俄国测量了许多反应的热效应，总结出一条规律：一个化学反应，不论是一步完成或经过几个中间步骤完成，其总的热效应是相等的。1840年他在圣彼得堡发表了他的研究结果，并将其称为“总热量守恒定律”，后来人们以他的名字将这个规律命名为“盖斯定律”。这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。
2．焓与焓变
焓的定义为：H＝U＋PV
即焓是体系内能加上体系的压强与体积乘积的一个物理量，无明确的物理意义。但是它具有以下性质：
(1)焓是状态函数。因为U、P、V均为状态函数，它们的组合(U＋PV)也必然是状态函数。体系的焓值仅与体系所处的状态有关，与通过什么途径达到这个状态无关。
(2)焓具有能量的量纲，因为U和PV的量纲都是能量的量纲。
当体系经受一个只作体积功的等压变化过程，从状态1变到状态2时，体系的焓变为：
ΔH＝H2－H1
此时ΔH数值正好等于这个过程的热效应Qp。这样这个等压过程的焓变就有了一个明确的物理意义：Qp＝H生成物－H反应物＝ΔH
ΔH<0时，为放热反应；ΔH>0时 ，为吸热反应。
3．生成焓
化学反应的焓变虽然是重要的、常用的数据，但任何一种化学手册不可能记载成千上万化学反应的ΔH值，因为化学反应种类太多，不胜刊载。能从手册查到的仅是几千种常见纯净物的标准生成焓。在标态和T(K)条件下由稳定态单质生成1 mol化合物(或不稳定态单质或其他形式的物种)的焓变叫作该物质在T(K)时的标准生成焓，简称生成焓(也称生成热)，生成焓并非另一个新概念，而只是一种特定的ΔH。一种物质焓的绝对值H无法测定，生成焓是一种相对值，有些是实验测定的，有些则是间接计算得到的。当知道了各种物质的生成焓后，我们就可以很容易地计算出许多化学反应的焓变。
任何一个反应的焓变等于生成物生成焓之和减去反应物生成焓之和。
4．反应热与化工生产的关系
化学反应中的热量问题，对于化工生产有重要意义。例如，合成氨反应是放热的，如果不设法将这些热量移走，反应器内的温度就会过高。这样，不仅会破坏催化剂，使产量降低，还可能发生爆炸事故。在制造水煤气的反应中，需要吸收大量的热，如果不及时供应所需要的热量，反应就不能顺利进行，甚至停止。因此，在进行化工设计时，为了保证生产的正常进行，必须事先获得准确的反应热数据，作为制造热交换设备和规定工艺操作条件的依据。
在化工生产中，热能的综合利用问题，不但直接关系到产品成本的高低，而且影响产率的大小。化工设备中的热交换器、余热锅炉、热风炉等的设计和使用，都是为了综合利用热能，以便提高产品产率，降低成本。
综上所述，研究反应热，对于化工生产适宜条件的选择，设备的设计和使用，以及对热能的综合利用，都有很大的意义。
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