1.2.1盖斯定律（第1课时）课件-2026-2027学年高二上学期化学人教版选择性必修1

第二节反应热的计算第1课时盖斯定律变化观念与平衡思想•掌握盖斯定律的定义与本质•熟练运用盖斯定律计算反应热•理解反应热的加和性与路径无关性证据推理与模型认知•运用类比、模型建构法•采用图示化方法梳理逻辑•化繁为简解决实际问题本节课我们将理解并复述盖斯定律；掌握其本质，即反应热只与始态和终态有关；聚焦盖斯定律的核心应用，探索反应热的定量计算方法。通过探究和计算，培养逻辑推理和定量分析能力；学习运用类比、图示等方法简化抽象概念。化学反应的热效应第二节反应热的计算——盖斯定律（第1课时）思考讨论：对于化学反应

C燃烧时不可能全部生成CO，总有一部分CO2生成，因此该反应的反应热是无法直接测定的。但这个反应热是冶金工业中非常有用的数据，应该如何获得呢？能否利用一些已知反应的反应热来计算其他反应的反应热呢？答案自然是肯定的。新课导入：嗨，同学们好，我叫盖斯，我经过大量的实验研究，总结出一条规律，看看能不能帮大家解决问题吧一、盖斯定律1、内容：一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。2、特点：盖斯定律表明，在一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应进行的途径无关。始态终态反应热3．理解(1)途径角度如同山的绝对高度与上山的途径无关一样，A点相当于反应体系的

，B点相当于反应体系的

，山的高度相当于化学反应的

。终态始态反应热(2)能量守恒角度经过一个循环，体系仍处于S态，因为物质没有发生变化，所以就不能引发能量变化，即∆H1+∆H2=0先从始态S变化到终态L

体系放出热量(∆H1<0)始态(S)然后从L到S，体系吸收热量(∆H2>0)终态(L)推论：同一个热化学反应方程式，正向反应∆H1与逆向反应∆H2大小相等，符号相反，即：∆H1=–∆H24、意义：利用盖斯定律，可以间接地计算很难直接测量的反应热。

交流一下该反应的反应热可以怎么得到呢？

5．盖斯定律的定量关系方程式反应热间的关系ΔH1＝－ΔH2ΔH1＝aΔH2ΔH＝ΔH1＋ΔH2

＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5

6.图例说明从反应途径角度：A→D：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝－(ΔH4＋ΔH5＋ΔH6)；从能量守恒角度：ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝0。7.课堂练习（P19教材习题）答案:2N2H4(l)+

2NO2(g)==3N2(g)+

4H2O(g)ΔH=−1134.4

kJ/mol解析:①N2(g)+2O2(g)==2NO2(g)

ΔH1​=+66.4

kJ/mol

②N2H4(l)+O2(g)==

N2

(g)+2H2O(g)

ΔH2​=−534kJ/mol

根据盖斯定律，由②×2−①得到肼与NO2反应的热化学方程式：

2N2H4(l)+2NO2(g)==3N2

(g)+4H2O(g)ΔH=−1134.4

kJ/mol。盖斯定律计算反应热：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∆H相加或相减，得到一个新的热化学方程式数学本质——加和法目的：始态和终态完全一致，消除中间产物。一是找准目标反应；二是将已知反应变形：①变计量数的数值：当“目标物”只在一个已知反应中出现时，将其计量数变成目标反应中的计量数（注：当目标物在几个已知反应中出现时，一般不主动变计量数）；②变计量数的正负”：将“目标物”在已知反应中“同侧不变号、异侧要变号”；三是目标反应中没有的物质，加和时一定要抵消。“三步”确定热化学方程式或ΔH思维模型将调整好的热化学方程式和△H分别进行加和。确定目标反应的焓变△H,得到目标反应的热化学方程式。找出根据待求解的热化学方程式中的反应物和生成物找出可用的已知热化学方程式。②根据待求解的热化学方程式将调整好的热化学方程式进行缩小或扩大相应的倍数，同时调整△H的值。①根据待求解的热化学方程式调整可用热化学方程式的方向，同时调整△H的符号。调整加和7.课堂练习（P19教材习题）7.课堂练习（P19教材习题）7.课堂练习（P22教材习题）答案:ΔH=+124.2

kJ/mol解析:由①C3H8(g)==CH4(g)+

C2H2(g)+H2(g)ΔH1​=+255.7kJ/mol，

②C3H6(g)==CH4(g)

+C2H2(g)

ΔH2​=+131.5kJ/mol

根据盖斯定律，反应C3H8(g)==C3H