【最新】2018-2019学年高中化学人教版选修4课件：1.3化学反应热的计算
人教版高中化学选修4.doc全册说课稿
人教版高中化学选修4《化学反应原理》全册说课稿各位老师大家好！我要说课的内容是人教版高中化学选修4《化学反应原理》，依据新课标理念，教育改革精神，课程标准的要求及学生的实际情况，下面我对本册书作如下说明：教材的地位和作用选修4《化学反应原理》是高中化学八大课程标准之一，是在高一必修课基础之上，根据学生的个性发展所设置的课程模块。
重在学习化学反应的基本原理，认识化学反应中能量转化的基本规律，了解化学反应原理在生产生活和科学研究中的应用。
旨在帮助学生进一步从理论上认识一些化学反应原理的基础知识和研究问题的方法。
绪言绪言作为全书的开篇，目的在于让学生从一开头就对本书的基本内容，学习方法有一个初步的了解，并简要的介绍有效碰撞理论、活化分子与活化能的概念模型，以及催化剂对化学科学和化工生产的巨大作用，以起到提纲挈领、激发学生学习化学反应原理兴趣的作用。
教学重、难点1、了解化学反应原理的基本学习方法—概念模型法；2、有效碰撞和活化分子与活化能的概念模型；教学方法通过列举事例；逐步抽象，揭示本质，概念模型法。
课时安排1课时第一章化学反应与能量本章属于热化化学基础知识，其中常涉及的内容有：书写热化学方程式或判断热化学方程式的正误；有关反应热的计算；比较反应热的大小等。
教学目标1、了解化学反应中能量转化的原因，能说出常见的能量转化形式；2、了解化学能与热能的相互转化，吸热反应，放热反应，反应热等概念；3、了解热化学方程式的含义，能用盖斯定律进行有关反应热的计算，从中培养学生观察问题，分析问题，解决问题的能力。
教学重，难点1、反应热，燃烧热，中和热的概念；2、热化学方程式的书写，运用盖斯定律等方法求有关反应热的计算；教学方法采用提出问题——先思后教——及时训练相结合。
课时安排总课时 6 课时第一节化学反应与能量的变化 2 课时第二节燃烧热能源 1 课时第三节化学反应热的计算 2 课时复习 1 课时第二章化学反应速率和化学反应平衡化学反应速率，化学反应平衡和化学反应进行的方向等化学反应原理，是在学习了化学反应与能量、物质结构，元素周期律等知识的基础上学习的中学化学的重要理论之一，有助于加深以前所学的元素化合物知识及化学反应的学习，同时，为下一章电离平衡，水解平衡等知识的学习做了铺垫，在中间起到了桥梁的作用。
2019-2020学年高二化学人教版选修4课件第1章 第3节 化学反应热的计算
1
(2)ΔH1=ΔH2+ 2 (ΔH3+ΔH4) (3)小于 吸收 高温
-12-
第三节 化学反应热的计算
探究一
探究二
首页
课前篇 自主预习
课课堂堂篇篇 探探究究学学习习
随堂检测
应用盖斯定律计算反应热时应注意的问题 (1)首先要明确所求反应的始态和终态,各物质的化学计量数;判 断反应的吸、放热情况。 (2)不同途径对应的最终结果应一样。 (3)当热化学方程式乘以或除以某一个数时,ΔH也应乘以或除以 同一个数;方程式进行加减运算时,ΔH也同样要进行加减运算,注意 各步反应ΔH的正负。 (4)将一个热化学方程式逆向书写时,ΔH的符号也随之改变,但绝 对值不变。 (5)在设计反应过程中,可能会遇到同一物质的三态(固、液、气) 的相互转化,状态由固→液→气变化时,会吸热;反之会放热。
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第三节 化学反应热的计算
探究一
探究二
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2.反应热计算的常用解题方法 (1)列方程法:先写出热化学方程式,再根据热化学方程式所体现 的物质与反应热间的关系直接求算反应热。 (2)估算法:根据热化学方程式所表示反应的热效应与混合物燃烧 放出的热量,大致估算各成分的比例。此法主要应用于解答选择题, 根据题给信息找出大致范围,此法解题快速、简便。
A.-317.3 kJ·mol-1 B.-379.3 kJ·mol-1
C.-332.8 kJ·mol-1 D.+317.3 kJ·mol-1 解析 ΔH=ΔH1-ΔH2=-348.3 kJ·mol-1-(-31.0 kJ·mol-1) =-317.3 kJ·mol-1。 答案 A
人教版高中化学选修四1.3《化学反应热的计算》同步教授课件最新课件
C．－744.7 kJ/mol D．－169.4 kJ/mol
分析：根据盖斯定律，由第二个方程式乘以32再减去 第一个方程式可得 2Fe(s)＋32O2(g)===Fe2O3(s)， 则 ΔH＝32ΔH2－ΔH1＝－824.4 kJ/mol。 答案：A
4、应用盖斯定律计算反应热时的注意事项
(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) 可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量 ×其燃烧热
(3)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。
(反应物的化学键断裂所吸收的能量和－ 生成物的化学键断裂所释放的能量和。
(5)根据反应物和生成物的总能量计算 ΔH＝E生成物－E反应物
= -393.5 kJ/mol －(-283.0 kJ/mol)
= -110.5 kJ/mol
实例2
下列数据表示H2的燃烧热吗？Why？ H2(g)+1/2O2(g)==H2O (g) △H1＝－241.8kJ/mol
已知 H2O(g)==H2O (l) △H2＝－44 kJ/mol
H2(g)+1/2O2(g)==H2O (l) △H＝△H1＋ △H2＝－285.8kJ/mol
第三节、化学反应热的计算
教学目标
• 知识与能力 1、知道盖斯定律的内容，能用盖斯定律进行
有关反应热的简单计算。 2、学会反应热计算的方法技巧，进一步提高
化学计算的能力。 • 教学重点、难点： 用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。
问题探究
C(s)+1/2O2(g)==CO(g) △H1=？ 不能直接测，通过计算间接获得
3．已知：Fe2O3(s)＋32C(s)===32CO2(g)＋2Fe(s)
(新编)高中化学人教版选修4课件第1章第3节化学反应热的计算
(3)根据信息③，计算反应 2C(s)＋2H2(g)＋O2(g)===CH3COOH(l)的反应热。 【提示】 将已知中的后 2 个方程式分别乘以 2，然后相加，最后减去第一 个方程式即得要求的方程式，ΔH 也进行相应计算处理。 即 ΔH′＝－393.5 kJ·mol－1×2＋(－285.8 kJ·mol－1×2)－(－870.3 kJ·mol－1) ＝－488.3 kJ·mol－1
(2)已知：温度过高时，WO2(s)转变为 WO2(g)： ①WO2(s)＋2H2(g) W(s)＋2H2O(g)
ΔH1＝＋66.0 kJ·mol－1 ②WO2(g)＋2H2(g) W(s)＋2H2O(g)
ΔH2＝－137.9 kJ·mol－1 则 WO2(s) WO2(g)的 ΔH＝________。 【解析】 (1)将热化学方程式①×2－②＋③得：ΔH＝2ΔH1－ΔH2＋ΔH3。 (2)由①－②可得 WO2(s) WO2(g) ΔH＝ΔH1－ΔH2＝(＋66.0 kJ·mol－1)－(－ 137.9 kJ·mol－1)＝＋203.9 kJ·mol－1。 【答案】 (1)2ΔH1－ΔH2＋ΔH3 (2)＋203.9 kJ·mol－1
从 S→L，ΔH1<0，体系_放__热__； 从 L→S，ΔH2>0，体系_吸__热__； 结论：(1)ΔH1＋ΔH2＝0； (2)反应的热效应只与始态、终态有关，与_途__径__无关。 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。
[探究·升华]
[思考探究]
已知①C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1 ②CO(g)＋12O2(g)===CO2(g) ΔH2＝－283.0 kJ·mol－1 根据反应①和②，求出 C(s)＋12O2(g)===CO(g)的反应热。
人教版高中化学选修四课件第一章第三节.pptx
解析：选B。Q(热量)＝n×|ΔH1|，完全燃烧， 则ΔH1＝－393.5 kJ/mol，所以Q＝787 kJ。
2．已知① C(s )＋12O2 (g)===CO(g)；② 2H2 (g)
＋ O2(g)===2H2O(g)经过哪个计算过程可得
到 C(s)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g)( )
据盖斯定律：将① ×1＋②便得出 2
H2(g)＋12
O2(g)===H2O(l) ΔH＝ΔH1×12＋ΔH2＝(－
483.6 kJ/mol)×12＋(－44.0 kJ/mol)＝－285.8
k J/mol，
所以所求热化学方 程式为：
H2(g)＋12O2(g)===H2O(l) ΔH＝－285.8
k J/mol。
反应热的计算
(2例0122·平顶山高二检测)已知C(石墨)、H2和 CO的燃烧热分别为393.5 kJ/mol、285.8 kJ/mol和282.8 kJ/mol。现有H2和CO组成的 混合气体56.0 L(标准状况)，经充分燃烧后， 放出的总热量为710.0 kJ,并生成液态水。下 列热化学方程式或描述正确的是(双选)( )
则有：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。 2．计算方法 (1)方法 将所给热化学方程式适当的相加减得出所求 的热化学方程式，反应热也作相应的变化。
(2)举例 已知： ①2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH1＝－483.6 k J/mol ②H2O(g)===H2O(l) ΔH2＝－44.0 kJ/mol 要写出 H2(g)＋12O2(g)===H2O(l)的热化学方 程式
【解析】 第三个方程式可由第二个方程式 乘以2与第一个方程式相加得到，由盖斯定律 可知ΔH3＝ΔH1＋2ΔH2。 【答案】 A
人教版高中化学选修四课件《1.3反应热的计算盖斯定律》.pptx
问题：如何测定C(s)+1/2O2(g)==CO(g) 的反应热△H1
①能直接测定吗？如何测？ ②若不能直接测，怎么办？
1、定义：不管化学反应是一步完
成或分几步完成，其反应热是相同 的。 化学反应的焓变（Δ H）只与反应体 系的始态和终态有关，而与反应的 途径无关。
B
登山的高度与上 山的途径无关， 只与起点和终点 的相对高度有关
盖斯简介
盖斯定律是在热力学第一定律之前发现的， 实际上是热力学第一定律在化学反应的具 体体现，是状态函数的性质。盖斯定律奠 定了热化学计算的基础，使化学方程式像 普通代数方程那样进行运算，从而可以根 据已经准确测定的热力学数据计算难以测 定的反应热。
院理论化学教授并在中央师范学院和矿业学院讲 授化学。1838年成为俄国科学院院士。
盖斯简介
盖斯早期研究了巴库附近的矿物和天然气；发 现了蔗糖氧化生成糖二酸。他研究了炼铁中的热 现象，作了大量的量热工作。1836年发现，在任 何一个化学反应过程中,不论该反应过程是一步 完成还是分成几步完成,反应所放出的总热量相 同，并于1840年以热的加和性守恒定律公诸于世， 后被称为盖斯定律。此定律为能量守恒定律的先 驱。当一个反应不能直接发生时，应用此定律可 间接求得反应热。因此，盖斯也是热化学的先驱 者。著有《纯粹化学基础》(1834)，曾用作俄国 教科书达40年。
关键：目标方程式的“四则运算式”的导出。
方法：1、写出目标方程式，确定“过渡物质”（ 要消去的物质）， 2、用消元法逐一消去“过渡物质”，导出“四则 运算式”。
【例3】已知 ①CO(g)+1/2O2(g)==CO2(g)ΔH1=－283.0kJ/mol ②H2(g)+1/2O2(g)==H2O(l)ΔH2=－285.8kJ/mol ③C2H5OH(l)+3O2(g)==2CO2(g)+3H2O(l) ΔH3=-1370kJ/mol 试计算④2CO(g)＋4H2(g)==H2O(l)＋C2H5OH(l)的ΔH 解：①×2+②×4-③=④ 所以，ΔH＝ΔH1×2＋ΔH2×4－ΔH3
2018-2019学年人教版选修4 第1章第3节 化学反应热的计算 课件(27张)
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
Q吸－Q放 。 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：
E生成物－E反应物 。 ΔH＝_______________
n可燃物×|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＝_______ cmΔt 。
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2.特点 途径 无关。 (1)反应的热效应只与始态、终态有关，与_______ (2)反应热总值一定，如下图表示始态到终态的反应热。
ΔH3＋ΔH4＋ΔH5 。 ΔH1＋ΔH2 ＝________________ 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。
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探究一、盖斯定律的理解和应用 【合作交流】
1.你能否从能量守恒的角度，解释化学反应的热效应只与反应
体系的始态和终态有关？ 提示 由于在指定状态下，各种物质的焓值都是唯一确定的， 因此无论经过哪些步骤从反应物变成生成物，它们的差值是
不会改变的，即反应的焓变是一样的。
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请回答下列问题： (1)判断两种途径放热：途径Ⅰ放出的热量________途径Ⅱ放出
Δ H3－ΔH2 A. Δ H3－ΔH1 Δ H2－ΔH3 C. Δ H1－ΔH3
Δ H2－ΔH3 B. Δ H3－Δ H1 Δ H3－ΔH1 D. Δ H2－ΔH3
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解析
人教版高中化学选修4教案：化学反应热的计算
人教版高中化学选修4教案：化学反应热的计算第一课时一、基本说明1.教学内容：人民教育出版社出版高中化学选修4《化学反应原理》2.所属的章节：第一章化学反应与能量第3节化学反应热的计算3.教学课时：第1课时二.教学目标1.知识与技能（1）能根据热化学方程式、燃烧热等进行有关反应热的简单计算。
（2）理解盖斯定律的意义，能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。
2.过程与方法（1）对已学知识进行再探究，运用对比归纳法进行知识提炼。
（2）结合教材引导学生从途径角度、能量守恒角度论证盖斯定律，培养分析、概括能力。
（3）通过热化学方程式和盖斯定律的有关计算，培养计算能力。
3.情感态度与价值观（1）在概念辨析中探究常见化学反应热的计算类型，感受科学探究后的收获。
（2）体会反应热的计算对于燃料燃烧和反应条件的控制、热工和化工设备的设计都具有重要意义。
三.教学重点、难点常见化学反应热的计算，盖斯定律的应用四.板书设计第三节化学反应热的计算一. △H=E（生成物）-E（反应物）二. 根据热化学方程式计算三. 根据燃烧热计算 Q（放） = n（可燃物）╳ 燃烧热四. 盖斯定律1. 内容2. 意义3. 应用方法：（1）方程式消元法（2）模拟路径法五.教学过程教师活动学生活动设计意图引入：引导学生对已学知识再探究。
[板书]一.△H=E（生成物）-E（反应物）△H 0，放热；△H 0，吸热思考与讨论：1.（1）同温同压下，反应H2（g）+Cl2（g）=2HCl（g）在光照和点燃条件下的反应热△H相同吗?（2）已知S（s）+O2（g）=SO2（g）△H1 0，S（g）+O2（g）=SO2（g）△H2 0。
△H1等于△H2吗?通过对反应热概念的辨析，规避易错点；同时引导学生从中提炼归纳反应热的计算。
[板书]二. 根据热化学方程式计算反应热，即△H的大小与反应物或生成物的物质的量成正比。
（教材12页例1）2. 2H2（g）+ O2（g） =2H2O（g）△H1=-483.6kJ/mol 能表示2个H2（g）分子与1个O2（g）分子反应放出483.6kJ热量吗?1mol H2（g）完全燃烧发生该反应，放出多少热量?阅读教材12页例1通过对热化学方程式的辨析，引导学生提炼归纳反应热的计算。
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1.能理解盖斯定律的本质,能说出其在科学研究中的意义。 2.会运用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。
一
二
一、盖斯定律 1.内容 不管化学反应是一步或分几步完成,其反应热是相同的。或者说, 化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关,而与反应的 途径无关。 2.解释 能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础的,二者密不可分, 但以物质为主。 3.应用 对于进行得很慢的反应,不容易直接发生的反应,产品不纯(即有 副反应发生)的反应,测定这些反应的反应热有困难,如果应用 盖斯定律,就可以间接地把它们的反应热计算出来。
则有:ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3
2.运用盖斯定律解题的常用方法 通常有两种方法: 其一,虚拟路径法:如 C(s)+O2(g) 则 ΔH1 =ΔH2+ΔH3
CO2(g),可设置如图路径,
其二,加合法:即运用所给化学方程式通过加减的方法得到新化 学方程式。 如:求 P4(白磷,s) P(红磷,s)的热化学方程式。 已知:P4(白磷,s)+5O2(g) P4O10(s) ΔH1 ① P(红磷,s)+ O2(g) 即可用①-②× 4 得出白磷转化为红磷的热化学方程式。
5 4 1 P4O10(s) 4
Δ������2②
二、反应热的计算 1.反应热的计算方法和类型 (1)根据热化学方程式计算:反应热与反应中各物质的物质的量成 比例。 (2)根据反应物和生成物的能量计算:ΔH = 生成物的能量和-反应 物的能量和。 (3)根据反应物和生成物的键能计算:ΔH= 反应物的键能和-生成 物的键能和。 (4)根据盖斯定律计算:将热化学方程式进行适当的“加”“减”等变 形后,由过程的热效应进行计算、比较。 (5)根据物质燃烧放热数值计算:Q(放) = n(可燃物)×ΔH。 (6)根据公式进行计算:Q=cmΔt。
知识点1
知识点2
解析:CuSO4· 5H2O(s) CuSO4(s)
CuSO4(aq)+5H2O(l),ΔH1>0
CuSO4(aq) ΔH2<0
CuSO4· 5H2O(s) CuSO4(s)+5H2O(l) ΔH3 由盖斯定律:ΔH3=ΔH1-ΔH2,则 ΔH3>0。 则 ΔH3>ΔH2,A 项错误;ΔH3>ΔH1,B 项正确;ΔH2=ΔH1-ΔH3,C 项错 误;ΔH1+ΔH2<ΔH3,D 项错误。
2.计算反应热的常用方法 (1)列方程法:思路是先写出热化学方程式,再根据热化学方程式 所呈现的物质与反应热间的关系直接求算反应热。 (2)估算法:根据热化学方程式所表示反应的热效应与混合物燃烧 放出热量,大致估算各成分的比例。此法主要应用于解答选择题, 根据题给信息找出大致范围,便可以此为依据快速找出答案。 (3)十字交叉法:混合物燃烧放热求比例问题,既可以采用常规的 列方程组法,又可以采用十字交叉法。 (4)将热化学方程式看作数学中的代数方程,扩大或缩小一定倍数 后,直接加减或移项变形,得到需要的热化学方程式,再以此为依据 求解或比较反应热大小等。
知识点1
知识点2
盖斯定律的应用 【例题1】 室温下,将1 mol的CuSO4· 5H2O(s)溶于水会使溶液温 度降低,热效应为ΔH1,将1 mol的CuSO4(s)溶于水会使溶液温度升高, 热效应为ΔH2,CuSO4· 5H2O受热分解的化学方程式 为:CuSO4· 5H2O(s) CuSO4(s)+5H2O(l),热效应为ΔH3。则下列 判断正确的是( ) A.ΔH2>ΔH3 B.ΔH1<ΔH3 C.ΔH1+ΔH3=ΔH2 D.ΔH1+ΔH2>ΔH3
3.计算反应热应注意的问题 (1)运用热化学方程式进行反应热的计算,可以利用反应式中各物 质的物质的量、质量、标准状况下气体体积、反应热等对应关系, 列式进行简单计算。 (2)注意热化学方程式中化学计量数只表示物质的物质的量,必须 与ΔH相对应,如果化学计量数加倍,则ΔH也要加倍。尤其是利用盖 斯定律计算反应热时,热化学方程式可以直接相加减,化学计量数 必须与ΔH相对应。 (3)热化学方程式中的反应热是指按所给形式反应完全时的反应 热。 (4)正、逆反应的反应热数值相等,符号相反。
答案:B
知识点1
知识点2
点拨应用盖斯定律进行简单计算,关键在于设计反应过程,同时要 注意以下几点。 (1)当热化学方程式乘以(或除以)某数时,ΔH也相应乘以(或除以) 某数。 (2)当热化学方程式进行加减运算时,ΔH也同样要进行加减运算, 且要带“+”“-”符号,即把ΔH看作一个整体进行运算。 (3)通过盖斯定律计算比较反应热的大小时,同样要把ΔH看作一 个整体。 (4)在设计的反应过程中常会遇到同一物质固、液、气三态的相 互转化,物质的状态由“固→液→气”变化时,会吸热;反之会放热。 (5)当设计的反应逆向进行时,其反应热与正反应的反应热数值相 等,符号相反。知识点1ຫໍສະໝຸດ 知识点2反应热的计算
【例题 2】 已知: ①CH4(g)+2O2(g) CO2(g)+2H2O(l) ΔH1;② 2H2(g)+O2(g) 2H2O(g) ΔH2;③2H2(g)+O2(g) 2H2O(l) ΔH3。室温下取体积比为 4∶1 的甲烷和氢气 11.2 L(标准状况),经完 全燃烧后恢复至室温,放出的热量为( )
一、盖斯定律 1.对盖斯定律的理解 化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物) 有关,而与反应的途径无关。即如果一个反应可以分步进行,则各 分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。 若反应物A变为生成物D,可以有两个途径:①由A直接变成D,反 应热为ΔH;②由A经过B变成C,再由C变成D,每步的反应热分别为 ΔH1、ΔH2、ΔH3。如下图所示:
一
二
思考感悟 同温同压下,氢气和氯气在光照条件下和点燃的条件下发生反应 时的ΔH是否不同? 提示:相同。化学反应的热效应与反应的始态和终态有关,与反 应条件没有关系。
一
二
二、反应热的计算 1.反应热计算的主要依据是热化学方程式、盖斯定律和燃烧热 的数据。 2.计算反应热的常用解题方法有列方程法、估算法、 十字交叉法等。