焓变和盖斯定律
选修四第一章化学反应与能量知识清单
选4 第一章 《化学反应与能量》期末知识梳理一、焓变 反应热1．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。
反应热可以分为燃烧热、中和热、溶解热。
2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。
符号：△H ，单位：kJ/mol 恒压下：焓变=反应热，都可用ΔH 表示，单位都是kJ/mol 。
3．产生原因：化学键断裂——吸收能量 化学键形成——释放能量4.键能：拆开1 mol 某化学键所需的能量或形成1 mol 该化学键所释放的能量叫键能5．可以利用计算ΔH 来判断是吸热还是放热。
ΔH =生成物所具有的总能量—反应物所具有的总能量=反应物的总键能—生成物的总键能ΔH 为“-”或△H <0时，为放热反应； ΔH 为“+”或△H >0时，为吸热反应。
对于放热反应,反应物具有的总能量高于生成物具有总能量,反应过程中释放出能量，从而使反应本身的能量降低,因此规定放热反应的△H 为“-”。
对吸热反应, 反应物具有的总能量低于生成物具有总能量,反应过程中释放出能量，从而使反应本身的能量降低,因此规定放热反应的△H 为“+”。
6．能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定（能量越低越稳定），能量和键能成反比。
7．同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态>固态【特别提醒】（1）常见的放热反应△所有的燃烧反应△酸碱中和反应HCl + NaOH = NaCl +H 2O△大多数的化合反应△常见金属（Al 、Fe 、Zn 等）与酸（HCl 、H 2SO 4等）的反应△生石灰（氧化钙）和水反应△铝热反应△缓慢氧化：食物的腐败等（2）常见的吸热反应△大多数分解反应：CaCO 3CaO +CO 2↑ △Ba(OH)2·8H 2O 晶体与NH 4Cl 晶体的反应：Ba(OH)2·8H 2O+2NH 4Cl ＝BaCl 2+2NH 3↑+10H 2O △碳与CO 2气体的反应：C + CO 22CO △碳与水蒸气的反应：C + H 2O CO + H 2 △氢气还原氧化铜：H 2+CuO H 2O+Cu（3）区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。
化学反应原理 第1章第3节 盖斯定律
图１图２ＡＢＣＢＡＣ△H1△H1△H2△H2△H3△H3第三节盖斯定律知识与能力5.1.8理解盖斯定律①理解盖斯定律的规律特点。
②知道盖斯定律的应用范围。
①根据盖斯定律写出相关反应的热化学方程式。
②根据盖斯定律计算有关反应的ΔH。
③根据盖斯定律判断反应热ΔH的大小关系。
【自研目标卡】一、盖斯定律1、概念：。
或者说化学反应的反应热只与有关，而与无关，这就是盖斯定律。
2、对盖斯定律的图示理解如由A到B可以设计如下两个途径：，途径一：A-→B(△H) 途径二：A--→C—→B(△H l+△H2)则焓变△H 、△H1 、△H2的关系可以表示为即两个热化学方程式相加减时，△H也可同时相加减。
3、盖斯定律是哪些自然规律的必然结果？是质量守恒定律和能量守恒定律的共同体现，反应是一步完成还是分步完成，最初的反应物和最终的生成物都是一样的，只要物质没有区别，能量也不会有区别。
4、盖斯定律的应用如：图1和图2中，△H1、△H1、△H3三者之间的关系分别如何？找出能量守恒的等量的关系（填写表中空白）步骤图1图2（1）找起点A（2）找终点C5、盖斯定律的应用实例盖斯定律在生产和科学研究中有很重要的意义。
有些反应的反应热虽然无法直接测得，但可通过间接的方法测定。
【典例剖析】例题1、试利用298K时下列反应焓变的实验数据，C(s)+ O2 (g)=CO2(g) △H1= －393.5 KJ·mol-1反应1CO(g)+ 1/2O2 (g)=CO2(g) △H2= －283.0 KJ·mol-1反应2计算在此温度下C(s)+1/2 O2 (g)=CO(g)的反应焓变△H3.反应3方法1：以盖斯定律原理求解，以要求的反应为基准（1）找起点C(s),（2）终点是CO2(g),（3）总共经历了两个反应C→CO2；C→CO→CO2。
（4）也就说C→CO2的焓变为C→CO；CO→CO2之和。
则△H1=△H3+△H2（5）求解：C→CO △H3=△H1— △H2= －110.5 KJ·mol-1方法2：利用方程组求解, 即两个热化学方程式相加减时，△H可同时相加减。
化学反应的热效应
考点三 燃烧热、中和热 1、燃烧热：
①定义： 101 kPa时，1mol纯物质 完全燃烧生成稳定的氧化物时所 放出的热量。
②单位：kJ· mol－1 ③稳定氧化物：
常温常压下：C→CO2(g)、 H→H2O(l)、S→SO2(g)
2、中和热：
①定义：
在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应 生成1 mol液态水时所释放的热量
2．反应A＋B―→C(Δ H<0)分两步进行：①A＋B―→ X (Δ H>0)；②X―→C(Δ H<0)。下列示意图中，能正确表示 总反应过程中能量变化的是( D )
3．已知：P4(g)＋6Cl2(g)===4PCl3(g) Δ H＝a kJ·mol－1， P4(g)＋10Cl2(g)===4PCl5(g) Δ H＝b kJ·mol－1，P4具有正 四面体结构，PCl5中P—Cl键的键能为c kJ·mol－1，PCl3中 P—Cl键的键能为1.2c kJ·mol－1。下列叙述正确的是( C ) A．P—P键的键能大于P—Cl键的键能 B．可求Cl2(g)＋PCl3(g)===PCl5(s)的反应热Δ H C．Cl—Cl键的键能为(b－a＋5.6c)/4 kJ·mol－1 D．P—P键的键能为(5a－3b＋12c)/8 kJ·mol－1
【问题与探究】
1.装置中碎泡沫塑料(或纸条)及泡沫塑料板的作用是什么？ 保温、隔热，减少实验过程中热量的损失。
2.怎样用环形玻璃搅拌棒搅拌溶液，不能用铜丝搅拌棒代 替的理由是什么？ 实验时应用环形玻璃搅拌棒上下搅动；因为铜传热快，热 量损失大，所以不能用铜丝搅拌棒代替环形玻璃搅拌棒。 3．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)太阳能是清洁能源( √ ) (2)化石燃料和植物燃料燃烧时放出的能量均来源于太阳 能( √ ) (3)农村用沼气池产生的沼气作燃料属于生物质能的利用 ( √ )
盖斯定律的应用
1、盖斯定律的涵义：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变是一样的的。
这就是盖斯定律。
也就是说，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与具体的反应进行的途径无关。
2、盖斯定律的应用盖斯定律在科学研究中具有重要意义。
因为有些反应进行的很慢，有些反应不容易直接发生，有些反应的产品不纯（有副反应发生），这给测定反应热造成了困难。
此时如果应用盖斯定律，就可以间接的把它们的反应热计算出来。
例如：C（S）＋0.5O2（ｇ）=CO(g)上述反应在O2供应充分时，可燃烧生成CO2、O2供应不充分时，虽可生成CO，但同时还部分生成CO2。
因此该反应的△H无法直接测得。
但是下述两个反应的△H却可以直接测得：C（S）＋O2（g）=CO2(g) ；△H1= - 393.5kJ/molCO（g）＋0.5 O2（g）＝CO2(g) ；△H2＝- 283.0kJ/mol根据盖斯定律，就可以计算出欲求反应的△H3。
分析上述反应的关系，即知△H1＝△H2＋△H3△H3＝△H1－△H2＝-393.5kJ/mol－(-283.0kJ/mol)＝-110.5kJ/mol 例5图由以上可知，盖斯定律的实用性很强。
3、反应热计算根据热化学方程式、盖斯定律和燃烧热的数据，可以计算一些反应的反应热。
反应热、燃烧热的简单计算都是以它们的定义为基础的，只要掌握了它们的定义的内涵，注意单位的转化即可。
热化学方程式的简单计算的依据：（1）热化学方程式中化学计量数之比等于各物质物质的量之比；还等于反应热之比。
（2）热化学方程式之间可以进行加减运算。
例1：按照盖斯定律，结合下述反应方程式，回答问题，已知：(1)NH3(g)+HCl(g)===NH4Cl(s)△H1=-176kJ/mol(2)NH3(g)+H2O(l)===NH3.H2O(aq) △H2=-35.1kJ/mol(3)HCl(g) +H2O(l)===HCl(aq) △H3=-72.3kJ/mol(4)NH3(aq)+ HCl(aq)===NH4Cl(aq) △H4=-52.3kJ/mol(5)NH4Cl(s)+2H2O(l)=== NH4Cl(aq) △H5=？则第（5）个方程式中的反应热△H是____。
化学反应的盖斯定律
盖斯定律的数学表达
盖斯定律可以用数学表达式来表示。对于一个化学反应，其焓变（ΔH）可以表示为：ΔH = Σ(ΔHₘ)rxn + Σ(ΔHₘ)vap + Σ(ΔHₘ)solv等式中，ΔHₘ表示物质的标准摩尔生成焓，rxn表示化学反应方程式中各物质的计量系数，vap和solv分别表示气体和 溶液的体积变化。
反应热的比较
利用盖斯定律，可以比较不同化学反应的反应热 大小，从而判断反应的能量变化趋势。
3
反应热的测量
通过实验测量反应过程中温度的变化，结合盖斯 定律，可以更准确地测定化学反应的反应盖斯定律，可以选择出能量 最低的反应路径，即最有利于发 生的反应路径。
比较不同路径
实验结果分析与结论
分析数据
对实验数据进行统计分析，计算不同温度下反应 的焓变值。
验证盖斯定律
比较不同温度下反应的焓变值，验证盖斯定律的 正确性。
结论总结
根据实验结果得出结论，总结盖斯定律在化学反 应中的应用和意义。
盖斯定律在化学反应
04
中的应用
反应热的计算
1 2
计算反应热
盖斯定律可以用于计算化学反应的反应热，通过 已知的反应热和温度变化，可以求得未知反应的 反应热。
在化学合成中，可以利用盖斯定律优 化合成路径，降低能耗和减少环境污 染。
计算焓变和熵变
通过盖斯定律，可以计算化学反应的 焓变和熵变，进而了解反应的能量变 化和自发性的变化。
02
盖斯定律的原理
能量守恒原理
第三课时、反应焓变的计算-----盖斯定律
第三课时、反应焓变的计算-----盖斯定律【课堂学案】【复习提问】写出下列反应的热化学方程式（1）1molC 2H 5OH(l)与适量O 2(g)反应，生成CO 2(g)和H 2O(l)，放出1366.8kJ 热量。
。
（2）18g 葡萄糖与适量O 2(g)反应，生成CO 2(g)和H 2O(l)， 放出280.4kJ 热量。
。
【板书】三、反应焓变的计算 （一）盖斯定律：1、内容：2、理解要点：（1）反应焓变（反应热效应）只与 、 有关，与 无关。
（2）焓变（反应热）总值一定。
△H = △H 1 + △H 2 = △H 3 + △H 4 + △H 5[合作探究]：如何进行反应热的计算？由盖斯定律可知：反应热的大小与反应的 无关，无论是一步完成还是分几步完成，其反应热是 的。
我们可以将两个或多个热化学方程式包括其△H 相 或相 ，得到一个新的热化学方程式。
即热化学方程式具有 性，可以进行加、减、乘、除四则运算。
[要点强化指导]：⑴反应热的计算是以其定义为基础的，要掌握其定义的涵义，同时注意单位的转化。
⑵依据热化学方程式的计算，要注意反应热是指反应按所该形式完全进行时的反应热。
⑶热化学方程式中的化学计量数与反应热成正比关系。
（二）焓变的计算方法1、利用已知焓变求未知焓变——热化学方程式相加减 【问题分析示例】例题1：氢气和氧气生成液态水的反应， 可以通过两种途径来完成，如下图所示：已知：H 2（g ）+ 1/2O 2（g ）= H 2O （l ）；△H = －285.8kJ ·mol －1反应物a生成物 △H△H 2△H 1cb△H 5△H 4△H 3H 2O （g ）= H 2O （l ）；△H 2 = －44.0kJ ·mol －1求：H 2（g ）+ 1/2O 2（g ）= H 2O （g ）的反应热△H 1 ？ 解析：依据盖斯定律可得：△H ＝△H 1＋△H 2 ， 所以，△H 1＝△H －△H 2＝ －285.8kJ ·mol －1 －（－44.0kJ ·mol －1）＝ －241.8kJ ·mol －1答案：△H 1＝ －241.8kJ ·mol －1【例2】试利用298K 时下述反应的实验数据，计算此温度下C （s ，石墨）+12O 2（g ）=CO （g ）的反应焓变。
用盖斯定律和反应焓变计算h的步骤
盖斯定律和反应焓变是化学中常用的计算方法，在许多化学反应中，我们需要计算反应的焓变，以了解反应的热力学性质。
盖斯定律和反应焓变的计算方法可以帮助我们进行这样的计算。
在本文中，我们将介绍使用盖斯定律和反应焓变计算反应焓变的步骤。
一、盖斯定律的基本原理盖斯定律是气体态物质分子的热运动与气体的压强之间的关系的定律。
在一定温度下，气体的体积与压强成反比，即P1V1=P2V2。
二、反应焓变的定义反应焓变是指在定压下，单位摩尔化学反应发生时吸收或释放的热量变化。
通常情况下，我们使用焓变ΔH来表示反应的热量变化。
三、使用盖斯定律计算反应焓变的步骤1. 确定反应方程式我们需要确定反应方程式，以便了解反应生成物的物质的摩尔数和反应物的物质的摩尔数。
2. 使用盖斯定律计算反应物和生成物的摩尔气体体积比根据盖斯定律，我们可以得到反应物和生成物的摩尔气体体积比。
我们需要根据反应方程式，计算得到各物质所产生的气体的摩尔数，然后将这些摩尔数代入盖斯定律的公式中，即可得到反应物和生成物的摩尔气体体积比。
3. 根据盖斯定律计算反应焓变在得到反应物和生成物的摩尔气体体积比之后，我们可以使用盖斯定律来计算反应的焓变。
根据盖斯定律的公式P1V1=P2V2，我们可以根据反应物和生成物的摩尔气体体积比计算得到反应的焓变。
四、使用反应焓变计算反应焓变的步骤1. 确定反应方程式我们需要确定反应方程式，以便了解反应生成物的物质的摩尔数和反应物的物质的摩尔数。
2. 计算反应物和生成物的标准生成焓根据反应方程式，我们可以查找反应物和生成物的标准生成焓的数值。
通常情况下，这些数值可以在化学参考书中找到。
3. 计算反应的标准焓变根据反应物和生成物的标准生成焓的数值，我们可以计算得到反应的标准焓变。
通常情况下，反应的标准焓变等于生成物的标准生成焓减去反应物的标准生成焓。
以上就是使用盖斯定律和反应焓变计算反应焓变的步骤。
通过这些步骤，我们可以准确地计算得到反应的焓变，以便了解反应的热力学性质。
盖斯定律
2、已知燃烧热求ΔH
已知：CH4(g) 、H2(g)、CO的燃烧热（△H）分别为－ 890.3kJ/mol、－285.8 kJ/mol、－285.0 kJ/mol， 根据已知数据计算反应CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)+ 2H2(g) △H=
①CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)△H=−890.3kJ⋅mol−1 ②H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)△H=−285.8kJ⋅mol−1 ③CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g)△H=−285.0kJ⋅mol−1 依据盖斯定律①−②×2−③×2得到： CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g)△H=+251.3KJ/mol
724 kJ能量 ×
4、白磷与氧可发生如下反应：P4+5O2=P4O10。已知断 裂下列化学键需要吸收的能量分别为：P-P akJ·mol-1、 P-O bkJ·mol-1、P=O ckJ·mol-1、O=O dkJ·mol-1
则该反应的△H为？ （6a+5d-4c-12b）kห้องสมุดไป่ตู้·mol1
5、1.7 g NH3(g)发生催化氧化反应生成气态产物，放出 22.67 kJ的热量写出其热化学反应方程式
−41kJ/mol
A ×
2、下列实验装置（加热装置）或操作合理的是
盐酸
Na2SiO3溶液
A.除去 SO2 气 B.中和热 C.吸收 D.证明碳酸的 体中的 HCl 的测定 氨气 酸性比硅酸强
3.已知断裂1 mol N－N 键吸收193 kJ热量，断裂1 mol N≡N键吸收941 kJ热量，且N4的结构为
则1 mol N4气体转化为N2时要吸收
高中化学 盖斯定律
不能很好的控制反应的程度，故不能直接通过实验测得△H1
CO(g)+1/2O2(g) = CO2(g) △H2＝-283.0 kJ/mol
C(s)+O2(g) = CO2(g)
△H3＝-393.5 kJ/mol
（1）消元法 写出目标方程式确定“多余物质”（要消去的物质）然后用消元法逐一消去 “多余物质”，导出“四则运算式”
分析： CO(g) △H1 + △H2 = △H3
H1
H2
C(s)
H3 CO2(g)
C(s)+O2(g) = CO2(g)
△H3＝-393.5 kJ/mol
— CO(g)+1/2O2(g) = CO2(g) △H2＝-283.0 kJ/mol
C(s)+1/2O2(g) = CO(g) △H1＝？
∴△H1 = △H3 － △H2 = -393.5 kJ/mol －(-283.0 kJ/mol)= -110.5 kJ/mol
ΔH2
C
ΔH3=ΔH1+ΔH2 ΔH1=ΔH3－ ΔH2
（2）唯一法：对于比较复杂的几步反应，可以换个角度： 找唯 一，调方向，改倍数，不多余
测定 C(s)+1/2O2(g)=CO(g) 的焓变△H1
CO(g)+1/2O2(g) = CO2(g) △H2＝-283.0 kJ/mol
C(s)+O2(g) = CO2(g)
△H3＝-393.5 kJ/mol
盖斯定律的应用 (1)科学意义：对于无法或较难通过实验测定的反应的焓变，可应用盖斯定律 计算求得。 (2)方法——“叠加法”若一个化学反应的化学方程式可由另外几个化学反 应的化学方程式相加减而得到，则该化学反应的焓变即为另外几个化学反 应焓变的代数和。
2018年高三化学 第一章 第1节 第3课时 反应焓变的计算 盖斯定律导学案
第1节化学反应的热效应第3课时反应焓变的计算盖斯定律★【课前学案导学】■精准定位——学习目标导航1.理解盖斯定律的含义。
2.能运用盖斯定律计算化学反应中的焓变。
3.通过盖斯定律的应用，体会其在科学研究中的意义。
■自主梳理—基础知识导航一、盖斯定律1.内容无论化学反应是一步完成还或是_______完成，其反应热是_______。
或者说，化学反应的反应热只与体系的_________和______有关，而与反应的______无关。
2.在科学研究中的意义有些反应进行的很慢，有些反应不容易直接发生，有些反应的产品不纯（有副反应发生），这给测定反应热造成了困难。
此时如果应用盖斯定律，就可以__________。
3.盖斯定律的应用利用盖斯定律可以二、反应热的计算反应热计算的主要依据是_____________的数据。
★【课堂探究导学】■合作探究-名师保驾护航探究一：计算焓变的常见方法1.根据热化学方程式计算其计算方法与根据一般方程式计算相似，可以把△H看成方程式内的一项进行处理，反应的焓变与参加的各物质的物质的量成正比。
2.根据盖斯定律进行计算 计算步骤是：（1）确定待求的反应方程式（2）找出待求方程式中各物质出现在已知方程式的什么位置（3）根据未知方程式中各物质的化学计量数和位置的需要对已知方程式进行处理，或调整化学计量数，或调整反应方向（4）叠加并检验上述分析的正确与否。
『特别提醒』运用盖斯定律求反应焓变，必要时可先根据题意虚拟转化过程，然后再根据盖斯定律列式求解，同时注意正、逆反应的焓变数值相等，符号相反。
探究二：反应热大小的比较方法 依据 比较方法实例反应物 的本质等物质的量的不同物质与同一种物质反应时，性质不同其反应热不同如等物质的量的不同金属或非金属与同一物质反应，金属、非金属越活泼反应越容易发生，放出的热量就越多，ΔH 越小反应进行的程度对于多步反应的放热反应，反应越完全，则放热越多。
对于可逆反应，若正反应是放热反应，反应程度越大，反应放出的热量越多，ΔH 越小；反之亦然。
高中化学：化学反应与能量知识点
高中化学：化学反应与能量知识点一．反应热焓变1．定义：化学反应过程中吸收或放出的能量都属于反应热，又称为焓变（ΔH），单位kJ/mol。
解释：旧键的断裂：吸收能量；新键的形成：放出能量，某一化学反应是吸热反应还是放热反应取决于上述两个过程能量变化的相对大小。
吸热：吸收能量>放出能量；放热：吸收能量＜放出能量。
2.化学反应中能量变化与反应物和生成物总能量的关系3．放热反应：放出热量的化学反应，(放热>吸热)ΔH＜0；吸热反应，吸收热量的化学反应(吸热>放热) ΔH＞0。
【学习反思】⑴常见的放热、吸热反应：①常见的放热反应有a 燃烧反应b 酸碱中和反应c活泼金属与水或酸的反应d大多数化合反应②常见的吸热反应有：a 氢氧化钡晶体和氯化铵晶体混合发生反应b CO2+C = 2COc 大多数的分解反应⑵△H＜0时反应放热；△H＞ 0时反应吸热。
【概括总结】焓变反应热在化学反应过程中，不仅有物质的变化，同时还伴有能量变化。
1．焓和焓变焓是与物质内能有关的物理量。
单位：kJ·mol－1，符号：H。
焓变是在恒压条件下，反应的热效应。
单位：kJ·mol－1，符号：ΔH。
2．化学反应中能量变化的原因化学反应的本质是反应物分子中旧化学键断裂和生成物生成时新化学键形成的过程。
任何化学反应都有反应热，这是由于在化学反应过程中，当反应物分子间的化学键断裂时，需要克服原子间的相互作用，这需要吸收能量；当原子重新结合成生成物分子，即新化学键形成时，又要释放能量。
ΔH＝反应物分子中总键能－生成物分子中总键能。
3．放热反应与吸热反应当反应完成时，生成物释放的总能量与反应物吸收的总能量的相对大小，决定化学反应是吸热反应还是放热反应。
(1)当ΔH为“－”或ΔH<0时，为放热反应，反应体系能量降低。
(2)当ΔH为“＋”或ΔH>0时，为吸热反应，反应体系能量升高。
4．反应热思维模型：(1) 放热反应和吸热反应(2) 反应热的本质以H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g) ΔH＝－186 kJ·mol－1为例E1：E(H—H)＋E(Cl—Cl)；E2：2E(H—Cl)；ΔH＝E1－E2二．热化学方程式1．概念：能表示参加反应的物质变化和能量变化的关系的化学方程式叫做热化学方程式。
焓是与内能有关的物理量
高二化学复习-----化学反与能量一、焓变 反应热焓是与内能有关的物理量，反应在一定条件下是吸热还是放热由生成物和反应物的焓值差即焓变（△H ）决定。
例题1：思考并补齐下图1、反应热：在化学反应过程中所释放或吸收的能量都可以热量（或换成相应的热量）来表示，叫反应热，又称“焓变”，符号用△H 表示，单位一般采用KJ/mol2、列表讨论3、常见的放热反应有：燃料燃烧 酸碱中和 等， 常见的吸热反应有还原、分解等。
4、化学反应的基本特征：化学反应过程中，不仅有物质的变化，还有能量的变化，这种能量的变化常以热能、光能、电能等形式表现出来。
______反应 ______反应二、盖斯定律：1、内容：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。
换句话说，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、理解（1）途径角度：以登山为例。
以图1—9所示，某人要从山下A点到达山顶B点，无论他用何种途径到达B点，他所处的位置的海拔相对于起点A来说，都高了300米，即山的高度与起点A和终点B的海拔有关，而与A点到达B点的途径无关。
A点相当于反应体系的始态，B点相当于反应体系的终态，山的高度相当于化学反应的反应热。
3、盖斯定律的意义：利用盖斯定律可以间接计算某些不能直接测得的反应的反应热例如：反应 C（S）+1/2 O2（g）===CO（g）的△H无法直接测得，可以结合下述两个两个反应的△H，利用盖斯定律进行计算。
C（S）+ O2（g）===CO2（g）△H1=—393.5KJ·mol-1CO（g）+1/2 O2（g）===CO2（g）△H2=—283.0KJ·mol-1根据盖斯定律，就可以计算出欲求反应的△H。
△H1=△H2+△H3△H3=△H1-△H2=—393.5KJ·mol-1-（—283.0KJ·mol-1）=-110.5 KJ·mol-1则：C（S）+1/2 O2（g）===CO（g）△H3=-110.5 KJ·mol-1说明：得用盖斯定律结合已知反应热在求解一些相关反应的反应热时，其关键是设计出合理的反应过程，利用热化学方程式可进行“+”、“-”等数学运算，适当加减已知方程式及反应热。
反应焓变的计算
A．392.92 kJ
B．2 489.44 kJ
C．784.92 kJ
D．3 274.3 kJ
自主探究
精要解读
实验探究
活页规范训练
解析 100 g炭粉不完全燃烧时产生CO为11020×13 mol，因为 炭完全燃烧可分两步，先生成CO同时放热，CO再生成CO2再放 热，总热量即为完全燃烧时放出的热。因此与100 g炭完全燃烧
题。
已知：
(1)NH3(g)＋HCl(g)===NH4Cl(s) ΔH＝－176 kJ·mol－1
(2)NH3(g)＋H2O(l)===NH3·H2O(aq) ΔH＝－35.1 kJ·mol－1
(3)HCl(g)＋H2O(l)===HCl(aq) ΔH＝－72.3 kJ·mol－1
(4)NH3(aq)＋HCl(aq)===NH4Cl(aq)
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【慎思2】 根据热化学方程式进行计算时应注意哪些问
题？
提醒 1.反应焓变旳数值与各物质旳系数成正比。所以
热化学方程式中各物质旳系数变化时，其反应焓变旳数值需同
步做相同倍数旳变化。
2．正、逆反应旳反应热焓变旳数值相等，符号相反。
3．热化学方程式与数学上旳方程式相同，能够移项同
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并据此以为“煤转化为水煤气再燃烧放出旳热量与煤直 接燃烧放出旳热量相等”。
请分析：甲、乙两同学观点正确旳是________(填“甲” 或“乙”)；判断旳理由是______________________________。
(3)将煤转化为水煤气作为燃料和煤直接燃烧相比有诸多 优点，请列举其中旳两个优点：___________________________ _____________________________。
化学反应中的热效应知识点讲解
化学反应中的热效应知识点讲解知识点1. 化学变化中的物质变化与能量变化.物质变化的实质:旧化学键的断裂和新化学键的生成.能量变化的实质:破坏旧化学键需要吸收能量,形成新化学键需要放出能量,化学反应过成中,在发生物质变化的同时必然伴随着能量变化.如下图:也可以从物质能量的角度来理解:概念:1. 反应热: 化学反应过程中所释放或吸收的能量,都可以用热量(或换算成相应的热量)来表示,叫反应热.2. 放热反应: 化学反应过程中释放能量的反应叫放热反应.3. 吸热反应: 化学反应过程中吸收能量的反应叫吸热反应.4. 燃烧热:25°C、101kPa时,1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量叫做该物质的燃烧热.单位:kJ/mol或J/mol.提示: (1)规定要在25°C,101kPa下测出热量,因为温度、压强不定反应热的数值也不相同.(2)规定可燃物的物质的量为1mol.(3)规定可燃物完全燃烧生成稳定的化合物所放出的热量为标准.所谓完全燃烧,是指物质中下列元素完全转化成对应的物质:C----CO2 ,H----H2O ,S----SO2 ,等.5. 中和热:在稀溶液中,酸和碱发生反应时生成1molH2O,这时的反应热叫做中和热.提示: (1)必须是酸和碱的稀溶液,因为浓酸和浓碱在相互稀释的时候会放热;(2)强酸和强碱的稀溶液反应才能保证中和热是57.3kJ/mol,而弱酸或弱碱在中和反应中电离吸收热量,其中和热小于57.3kJ/mol;(3)以1mol水为基准,所以在写化学方程式的时候应该以生成1mol水为标准来配平其余物质的化学计量数.即H2O的系数为1.常见的吸热反应和放热反应：吸热反应：其特征是大多数反应过程需要持续加热，如ＣaCO3分解等大多数分解反应，H2和I2、Ｓ、Ｐ等不活泼的非金属化合，Ｂa（OH）2·8H2O和NH4Cl固体反应，CO2和C的反应。
高中化学时1焓变的计算方法及盖斯定律的应用类型归纳学案鲁科版选择性必修1
焓变的计算方法及盖斯定律的应用类型归纳探究任务1.掌握焓变的计算方法，进一步提升证据推理与模型认知的化学核心素养。
2．掌握盖斯定律常见的三种应用类型，建立认知模型。
反应焓变的计算方法1．根据热化学方程式计算热化学方程式中反应热数值与各物质化学式前的系数成正比。
例如，2．根据反应物和反应产物的能量计算ΔH＝反应产物的总能量－反应物的总能量，即ΔH＝E(反应产物)－E(反应物)。
注：E(反应产物)——反应产物的总能量E(反应物)——反应物的总能量3．根据化学键变化时吸收或放出的热量计算ΔH＝反应物的化学键断裂所吸收的总能量－反应产物的化学键形成所释放的总能量，即ΔH＝Q(吸)－Q(放)。
注：Q(吸)——反应物断键吸收的总热量Q (放)——反应产物成键放出的总热量4．根据盖斯定律计算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。
5．根据比热公式计算计算中和反应的反应热时，会利用比热公式Q＝－C(T2－T1)计算中和反应放出的热量。
【例1】白磷、红磷是磷的两种同素异形体，在空气中燃烧得到磷的氧化物，空气不足时生成P4O6，空气充足时生成P4O10。
(1)已知298 K时白磷、红磷完全燃烧的热化学方程式分别为P 4(s ，白磷)＋5O 2(g)===P 4O 10(s)ΔH 1＝－2 983.2 kJ·mol －1P(s ，红磷)＋54O 2(g)===14P 4O 10(s)ΔH 2＝－738.5 kJ·mol －1则该温度下白磷转化为红磷的热化学方程式为_____________________________________________________________ _____________________________________________________________。
(2)已知298 K 时白磷不完全燃烧的热化学方程式为P 4(s ，白磷)＋3O 2(g)===P 4O 6(s) ΔH ＝－1 638 kJ·mol －1。
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放热反应: E（反应物）>E（产物） 吸热反应: E（反应物）<E（产物） 试推导反应物，产物能量与△H的关系
△H= E（产物）—E（反应物）
化学反应在微观可以看成
反应物旧键的断裂和产物新键的形成
吸热
若E吸<E放，放热反应 若E吸>E放，吸热反应
放热
键能：拆开1mol气态物质中某种共价键所需要
同素异形体的相互转化的热化学方程式可 以帮助我们比较两种形态的稳定性
已知25 ℃、101 kPa下，石墨、金刚石燃烧的热化学方 程式分别为 C(石墨)＋O2（g）＝CO2（g）ΔH＝－393.51 kJ/mol C(金刚石)＋O2（g）＝CO2（g）ΔH＝－395.41 kJ/mol 据此判断，下列说法中正确的是（）。 A．由石墨制备金刚石是吸热反应； 等质量时，石墨的能量比金刚石的低 B．由石墨制备金刚石是吸热反应； 等质量时，石墨的能量比金刚石的高 C．由石墨制备金刚石是放热反应； 等质量时，石墨的能量比金刚石的低 D．由石墨制备金刚石是放热反应； 等质量时，石墨的能量比金刚石的高
盖斯定律用于计算的解题思路
①确定待求的反应方程式； ②找出待求方程式中各物质出现在 已知方程式的什么位置； ③根据未知方程式中各物质计量数和位置 的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； ④实施叠加并检验上述分析的正确与否。 注意： 1、计量数的变化与反应热数值的变化要对应 2、反应方向发生改变反应热的符号也要改变
【解】：根据盖斯定律，反应④不论是一步完成还是分几步完成， 其反应热效应都是相同的。下面就看看反应④能不能由①②③三 个反应通过加减乘除组合而成，也就是说，看看反应④能不能分 成①②③几步完成。①×2 + ②×4 - ③ = ④ 所以，ΔH＝ΔH1×2 ＋ΔH2×4 －ΔH3 ＝－283.2×2 －285.8×4 ＋1370 ＝－339.2 kJ/mol
练习巩固一——热方程式的正误判断
已知在1×105Pa，298K条件下，2mol氢气燃烧生成 水蒸气放出484kJ热量，下列热化学方程式正确的是 ( A)
A. B. C. D. H2O（g）＝H2（g）＋1/2O2（g） ΔH＝＋242kJ· －1 mol 2H2（g）＋O2（g）＝2H2O（l） ΔH＝－484kJ· －1 mol H2（g）＋1/2O2（g）＝H2O（g） ΔH＝＋242kJ· －1 mol 2H2（g）＋O2（g）＝2H2O（g）ΔH＝＋484kJ· －1 mol
2 N2H4(g)+ 2NO2(g)= 3N2(g)+4H2O(l) △H=-1135.2kJ/mol
练习2、已知下列热化学方程式: 2Zn(s)+O2(g)=2ZnO(s) 2Hg(l)+O2(g)=2HgO (s)
△H1= -702.2 kJ/mol △H2=-181.4 kJ/mol
由此可知Zn(s)+ HgO (s)= ZnO(s)+ Hg(l)的 △H值是？ △H= 0.5(△H1 — △H2)
1moLH2分子断裂开H—H键需要吸收 436kJ的能量，1molO2分子断开其中的共价 键需要吸收498KJ的能量 生成1molH—O放 出463KJ的能量。试计算1molH2完全燃烧生 成H2O(g)的H。 热化学方程式 如何表示这个反应的能量变化？
已知：H2O(l)═H2O(g)；△H=+44KJ/mol 如果生成的是液态的水，则H又是多少呢？
吸收的能量，就是该共价键的键能。
下图是N2和O2反应生成ＮＯ的能量变化示意图
吸收498
通过计算回答: 1.放热还是吸热; 2.计算H
N2和O2,C和CO2的反应是 化合反应的两个特例，为 吸热反应。
问题解决
1moLH2分子断裂开H—H键需要吸收436kJ的 能量，1molO2分子断开其中的共价键需要吸收 498KJ的能量，生成1molH—O放出463KJ的能量。 试计算1molH2完全燃烧生成H2O(g)的H。
按照盖斯定律，结合下述反应方程式，回答问题，已知： (1)NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl(s) △H1=-176kJ/mol (2)NH3(g)+H2O(l)=NH3·H2O(aq) △H2=-35.1kJ/mol (3)HCl(g) =HCl(aq) △H3=-72.3kJ/mol (4) NH3·H2O(aq) + HCl(aq)=NH4Cl(aq) )+H2O(l) △H4=-52.3kJ/mol (5)NH4Cl(s)= NH4Cl(aq) △H5=？ 则第（5）个方程式中的反应热△H是________。 根据盖斯定律和上述反应方程式得： (4)+ (3)+ (2)- (1)= (5)，即△H5= +16.3kJ/mol
巩固练习二——热方程式的书写
1.理论上稀强酸、稀强碱反应生成1mol水时 放出57.3kJ的热量，写出表示稀硫酸和 稀氢氧化钠溶液反应的热化学方程式 ；
2NaOH（aq）+H2SO4（aq）=Na2SO4（aq）+2H2O(1); △H =－114.6 kJ· mol-1
2. 0.3mol气态高能燃料乙硼烷（B2H6）在氧气中 燃烧，生成固态三氧化二硼和液态水，放出649.5kJ 的热量，其热化学方程式为： . 又已知H2O（l）＝H2O（g）； ΔH＝＋44kJ/mol 则11.2L（标准状况） 乙硼烷完全燃烧生成气态水时 放出的热量是 kJ . B2H6(g)+3O2(g)=B2O3(s)+3H20(l) ΔH=—649.5/0.3=—2165kJ/mol 1016.5kJ
常见的吸热反应（或过程）
（1）大多数的分解反应 （2）晶体Ba(OH)2与NH4Cl的反应
实 验 法
（3）以C、H2、CO为还原剂(但不是燃烧)的氧化还原反应
（4）铵盐溶于水
常见的放热反应（或过程）
（1）一切燃烧反应 （2）活泼金属与酸或水的反应 （3）酸碱中和反应 （4）大多数化合反应 （5）浓硫酸或NaOH溶于水
你能否总结出反应热和键能的关系?
物质的 能量和物 =E反应物键能—E产物键能 质的键能 △H= E（产物）—E（反应物） 相反！！ H=E吸—E放
键能用于方程式的计算思路：
1. 写出相关的方程式，并配平 2.分析反应物与生成物中共价键的数目分别 求出反应物的总键能和生成物的总键能。 . .H=E —E =E反应物键能—E产物键能 3 吸 放
已知 ①C(s)+1/2O2(g)=CO(g) ΔH1=? ②CO(g)+1/2O2(g)= CO2(g) ΔH2=-283.0kJ/m ol ③C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH3=-393.5kJ/m ol
则 ΔH1 + ΔH2 =ΔH3 所以， ΔH1 =ΔH3- ΔH2 =-393.5kJ/m 283.0kJ/m ol+ ol=—110.5kJ/m ol
下列变化中，属于放热反应的是( B ) A.Ba(OH)2· 2O与NH4Cl的反应 8H B.点燃的镁条在二氧化碳中继续燃烧 C.灼热的碳与二氧化碳的反应 D.石灰石分解
下列变化中，属于吸热反应的是( D ) A.氮气与氢气合成氨 B.酸碱中和 C.二氧化硫与氧气反应生成三氧化硫 D.焦炭与高温水蒸气反应 E.需要加热才能发生的反应 判断：吸热反应在加热条件下才能发生？
【练习3】已知 ① CO(g) + 1/2 O2(g) =CO2(g) ② H2(g) + 1/2 O2(g) =H2O(l)
ΔH1= -283.0 kJ/mol
ΔH2= -285.8 kJ/mol
③C2H5OH(l) + 3O2(g) = 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔH3=-1370 kJ/mol 试计算 ④2CO(g)＋ 4 H2(g)=H2O(l)＋ C2H5OH(l) 的ΔH
1 H2（g)+ 2 O2(g)=H2O(l)；△H=－285KJ/mol
1 H2（g)+ 2 O2(g)=H2O(g)；△H=－241KJ/mol
2H2（g)+ O2(g)=2H2O(l)；△H=－570KJ/mol 如果是2molH2完全燃烧生成液态水呢？
三.热化学方程式及书写 1、概念：能够表示反应热的化学方程式 叫做热化学方程式。
1）要注明温度和压强: 反应放出或吸收的热量的多少 与外界的温度和压强有关，需要注明，不注明的指 101kPa和25℃时的数据。 2）反应物和生成物一定要注明聚集状态: 固(s),液(l), 气(g),溶液(aq) 3）△H的单位为KJ/mol, “+”代表吸热，“—”代表放热 4）△H的数值与反应物的物质的量有关 它表示按方程式进行1mol反应的反应热 所以热化学方程式中的计量数可以是简单的分数
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
即 化学反应的焓变（ ΔH）只与反应体系 的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
△H=△H1+△H2
C(s)+1/2O2(g)=CO(g)的反应热△H的求 算
CO(g) H2 C(s) H1 = H1 H2 + H3 CO2(g) H3
一.定义：化学反应过程中，当反应物和生成物 具有相同的温度时，所吸收或放出的热 量称为化学反应的反应热。------恒温
焓变 在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所 吸收或释放的热量称为反应的焓变。
符号： △H 单位： kJ/mol
并且规定：吸热反应：△H>0
放热反应：△H<0
问题：怎么判断某一个化学反应是放热反应 还是吸热反应？
三、热化学方程式表示的意义 H2（g)+