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第三节 化学反应热的计算 第一章 化学反应与能量 【课前练习】 1.下列数据中，△H1是H2的燃烧热吗？ H2(g)+1/2O2(g) = H2O(g) △H1= -241.8kJ/mol 已知: H2O(g) = H2O(l) △H2= -44kJ/mol 那么，H2的燃烧热到底是多少？ H2(g) + 1/2O2(g) = H2O(l) △H3 ① ② ③ ①+②=③ △H3=△H1+△H2= -285.8kJ/mol 一、盖斯定律 不管化学反应是分一步完成或分几步完 成，其反应热是____的 1.内容: 相同 化学反应的反应热只与体系的_____ 和____有关，而与反应的____无关 即： 始态 终态 途径 A B 上山的高度与上 山的途径无关， 只与起点和终点 的海拔有关 思考: 由起点A到终 点B有多少条途径？ 海拔100米 海拔400米 2.对盖斯定律的理解，图示: S L △H2 0 △H1 0 △H1 + △H2 = 0 始态 终态 △H A △H1 △H2 B C △H3 △H4 △H5 △H=△H1+△H2 =△H3+ △H4 +△H5 3.应用: 有些化学反应进行很慢，有些反应 不易直接发生，有些反应的产品不纯， 很难直接测得这些反应的反应热，可通 过盖斯定律间接地计算出它们的反应热 如何测出下列反应的反应热： C(s) + 1/2O2(g) = CO(g) ΔH=? 不能很好的控制反应的程度 不能直接通过实验测得△H 【思考】 ①C(s)+1/2O2(g) = CO(g) ΔH1=? ②CO(g)+1/2O2(g) = CO2(g) ΔH2=-283.0kJ/mol ③C(s)+O2(g) = CO2(g) ΔH3=-393.5kJ/mol 则 ΔH1 + ΔH2 =ΔH3 ①+②=③ ΔH1=ΔH3-ΔH2 = -393.5kJ/mol+283.0kJ/mol = -110.5kJ/mol C(s) + 1/2O2(g) = CO(g) ΔH1=? 二、反应热的计算 1、依据 （1）根据实验测出的数据计算 （2）根据能量的变化求算 ∆H＝ E（生成物）－ E（反应物） （3）根据键能求算 ∆H＝ E（反应物分子断键所吸收的总能量）—E（生成物分子成键时所释放的总能量） 已知1g氢气完全燃烧生成水蒸气时释放的能量为121kJ，且氧气中O=O的键能为496kJ/mol，水蒸气中H—O键能为463kJ/mol，则求氢气中H—H的键能：▁▁▁▁▁▁ 436kJ/mol 键能：气态（基态）原子间形成或断裂1mol化学键释放或吸收的（最低）能量。 （4）根据盖斯定律求算 步骤 ①确定目标方程式 ②找出目标方程式中各物质的位置及其化学计量数（首选唯一） ③根据需要对已知方程式进行处理，（或调整计量数，或调整反应方向）（同侧为“+”，异侧为“—”） 已知 ①C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH1=-393.5kJ/mol ②2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) ΔH2=-566kJ/mol ③TiO2(s)+2Cl2(g)=TiCl4(s)+O2(g) ΔH3=+141kJ/mol 则TiO2(s)+2Cl2(g)+2C(s)=TiCl4(s)+2CO(g)的ΔH为多少？ ③+ ① ×2— ② ΔH=—80kJ/mol ④若准确无误，则可按方案计算反应热ΔH 工业天然气（主要成分为CH4)与CO2进行高温重整制备CO ，（同时产生H2），已知CH4、H2、CO的燃烧热分别为-890.3kJ/mol、-285kJ/mol、-283kJ/mol，则写出此法制备CO的热化学方程式 CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g) ΔH=+245.7kJ/mol 2、常用的方法 ① 列方程或方程组法 ②关系式法 ③平均法 ④守恒法 ⑤十字交叉法 ⑥估算法 ⑦极限分析法 等等 [ 例3 ] 在一定条件下，氢气和丙烷燃烧的化学方程式为： 2H2( g ) + O2 ( g ) = 2H2O ( l ) ;△H =- 571.6 kJ •mol-1 C3H8( g ) +5O2 ( g ) = 3CO2 ( g ) +4H2O (l ) ;△H =- 2220 kJ •mol-1 5mol 氢气和丙烷的混合气完全燃烧时放热3847kJ，则 氢气和甲烷的体积比为 (A) 1:3 (B) 3:1 (C) 1:4 (D) 1