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苏教版 选择性必修1
盖斯定律及其应用
盖斯定律：一个化学反应，不论是一步完成，还是分几步完成，其总的热效应是完全相同的。
ΔH仅与反应的起始状态和最终状态有关，与反应的路径无关。
右图中，始态到终态有三个路径，则：
ΔH＝_______________ = _____________。
ΔH3+ΔH4+ΔH5
ΔH1+ΔH2
为什么要引入盖斯定律？
并非所有化学反应的反应热均可用实验直接测定。例如
C(S) + 1/2O2(g)===CO(g)的反应热无法用实验直接测得，因为在反应中总会有CO2生成
已知298K时，C(s)、CO(g)燃烧的热化学方程式如下：
C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH1=-393.5kJ·mol-1 ①
CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) ΔH2=-283.0kJ·mol-1 ②
计算C(s)+1/2O2(g)=CO(g) 的焓变ΔH。
方程式C(s)+1/2O2(g)=CO(g) 可由①-②得到
因此： ΔH = ΔH1 - ΔH2=(-393.5 kJ·mol-1 )-(-283.0kJ·mol-1 )=-110.5 kJ·mol-1
C(s)+1/2O2(g)=CO(g) ΔH=- 110.5 kJ·mol-1
盖斯定律的意义
应用盖斯定律可以间接计算以下情况(不能直接测定)的反应热：
(1)有些反应速率很慢。
(2)有些反应不容易直接发生。
(3)有些反应的产品不纯(有副反应发生)。
根据下列热化学方程式，计算C(s)与H2(g)反应生成1molC2H2(g)的焓变，并写出热化学方程式。
C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH1=-393.5kJ·mol-1 ①
2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) ΔH2=-571.6kJ·mol-1 ②
2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l) ΔH3=-2599.2kJ·mol-1 ③
因此2C(s)+H2(g)=C2H2(g)的ΔH= ΔH1×2+ΔH2×1/2-ΔH3×1/2=
2×(-393.5kJ·mol-1)+1/2×(-571.6kJ·mol-1)-1/2×(-2599.2kJ·mol-1)=226.8 kJ·mol-1
C(s)与H2(g)反应生成1molC2H2(g)的方程式为： 2C(s)+H2(g)=C2H2(g)
将上述三个反应分别为①、②、③，则①×2+②×1/2-③×1/2可得
热化学方程为： 2C(s)+H2(g)=C2H2(g) ΔH= 226.8 kJ·mol-1
(1)对一个化学反应，如果反应的途径不同，其焓变也可能不同(　　)
(2)化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，和反应途径及条件无关(　　)
(3)可以通过实验直接测定任一反应的反应热(　　)
(4)反应热的数值和热化学方程式的书写方式无关(　　)
×
√
×
×
1.已知25 ℃、101 kPa下，石墨、金刚石燃烧的热化学方程式分别为
①C(石墨，s)＋O2(g)===CO2(g)
ΔH＝－393.51 kJ·mol－1
②C(金刚石，s)＋O2(g)===CO2(g)
ΔH＝－395.41 kJ·mol－1
据此判断，石墨、金刚石哪个更稳定？写出判断依据。
石墨。根据盖斯定律，将①式减去②式，得到下列热化学方程式：C(石墨，s)===C(金刚石，s)　ΔH＝1.90 kJ·mol－1，说明由石墨制备金刚石是吸热反应，吸收的热量作为化学能的形式贮存在金刚石中，也就是等质量的金刚石具有的能量比石墨高，能量低的稳定，所以石墨更稳定。
2.根据下列热化学方程式：
①C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1
③CH3COOH(l)＋2O2(g)===2CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH3＝－870.3 kJ·mol－1
计算出2C(s)＋2H2(g)＋O2(g)===CH3COOH(l)的反应热(写出计算过程)。
ΔH＝－488.3 kJ·mol－1
由①×2＋②×2－③可得：2C(s)＋2H2(g)＋O2(g)===CH3COOH(l)　ΔH＝2ΔH1＋2ΔH2－ΔH3＝2×(－393.5 kJ·mol－1)＋2×(－285.8 kJ·mol－1)－(－870.3 kJ·mol－1)＝－488.3 kJ·mol－1。
中和反应反应热的测量与计算
1、量热计和简易量热计的构造
将下列实验装置中各仪器(或物品)的名称填在横线上。
温度计
环形玻璃
搅拌棒
使反应混合物均匀，充分接触
减少热量的散失
测定反应前后体系的温度
上下缓慢提拉
2.实验步骤及测量数据
（1）反应物温度的测量
① 用量筒量取50ml 0.5mol/L盐酸，倒入简易量热计中，测量并计入盐酸的温度（T1）
② 另取一量筒量取50ml 0.5mol/L氢氧化钠溶液，测量并计入氢氧化钠的温度（T2）
反应前体系的温度：
2
T1+T2
（2）反应后体系温度的测量
将量筒中的氢氧化钠溶液迅速倒入盛有盐酸的简易量热计中，立即盖上盖板，用
环形玻璃棒轻轻搅拌，观察温度计的温度变化，准确读出反应体系的最高温度（T3）
温度差：ΔT= T3 -
2
T1+T2
重复上述步骤2 ～3次
用水把温度计上的酸冲洗干净，擦干备用
（3）根据温度差和比热容等计算反应热
比热容（C）:一定量的物质，温度升高1 ℃所吸收的热量
水的比热容：4.18J ·g-1 · ℃-1
为了计算简便，可以近似的认为实验所用酸、碱稀溶液的密度、比热容与水的相同，并忽略量热计的比热容
50ml 0.5mol/L盐酸与50ml 0.5mol/L氢氧化钠溶液发生中和反应时放出的热量为:
（m盐酸+m氢氧化钠)·C ·ΔT
则：生成1molH2O时放出的热量为：
4.18 × 102 · ΔT /0.025
=16.72ΔT KJ
ΔH= -16.72 ΔT kJ·mol－1
=4.18 × 102 · ΔT J
H＋(aq)＋ OH－ (aq)===H2O (l)　ΔH＝－ 16.72 ΔT kJ·mol－1
Q=
HCl (aq) + NaOH (aq) === NaCl (aq) + H2O(l) ΔH= -16.72 ΔT kJ·mol－1
(1)同一中和反应的反应热与酸碱的用量有关(　　)
(2)中和反应反应热的测定实验中的环形玻璃搅拌棒换成铜质搅拌器效果更好(　　)
(3)中和反应反应热的测定实验中，应将50 mL 0.50 mol·L－1 NaOH溶液分多次倒入小烧杯(　　)
(4)中和反应反应热的测定实验中，测定盐酸后的温度计没有冲洗干净，立即测NaOH溶液的温度(　　)
×
×
×
×
根据上述测定中和热的实验，思考回答下列问题：
(1)根据实验原理分析，快速将烧杯中的碱液倒入量热计的目的是什么？
减少热量的损失。
(2)在实验室中有环形玻璃搅拌棒和金属搅拌器，在进行测定反应热的实验时应选择哪种搅拌器？简述选择的理由。
应选用环形玻璃搅拌棒。因为金属是热的良导体而玻璃不是，选用金属搅拌器会增大反应过程中热量的损失，造成实验误差。
(3)用同体积、同浓度的KOH代替NaOH完成上述实验，用同体积、同浓度的硝酸代替盐酸完成上述实验，测得的反应热数值三者是否相同？简述其中的原因。
相同。参加反应的物质都是强酸、强碱，它们在水中完全电离，中和反应的离子方程式都是H＋＋OH－===H2O，反应都在室温下进行，且参加反应的n(H＋)和n(OH－)都相同，所以反应热也相同。
(4)用浓硫酸代替盐酸对结果会产生什么影响？用醋酸代替盐酸对结果会产生什么影响？
浓硫酸溶于水时放热，所测ΔH偏小
弱酸电离吸热，所测ΔH偏大
1.某同学通过实验测出稀盐酸和稀NaOH溶液(碱稍过量)反应生成1 mol水的反应热ΔH＝－52.3 kJ·mol－1，比理论数值要小，造成这一结果的原因不可能的是
A.实验装置保温、隔热效果差
B.用量筒量取盐酸时仰视读数
C.分多次将NaOH溶液倒入量热计的内筒中
D.用测量盐酸的温度计直接测定NaOH溶液的温度
B
测定中和反应的反应热需注意的几个问题
(1)简易量热计的保温隔热效果要好。
(2)实验中要用强酸和强碱的稀溶液。
(3)碱液(或酸液)稍过量，以确保酸(或碱)完全反应。
(4)读取的温度(t)是反应体系的最高温度。
(5)实验操作动作要迅速，尽量减少热量损失。

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