反应热及其计算专题复习

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化学高二反应热的计算知识点总结

化学高二反应热的计算知识点总结在化学中，反应热是指在化学反应中放出或吸收的热量。

计算反应热可以帮助我们了解化学反应的热力学性质，预测反应的产热或吸热特点。

本文将针对化学高二学生在学习反应热计算中常见的知识点进行总结，以帮助同学们更好地掌握这一部分内容。

一、燃烧反应热的计算燃烧反应热是指燃烧反应中放出或吸收的热量。

在计算燃烧反应热时，我们需要根据反应方程式中的摩尔配比和标准燃烧焓来进行计算。

标准燃烧焓是指物质在标准状态下完全燃烧时放出或吸收的热量。

例如，当我们计算乙醇的燃烧反应热时，可以根据以下反应方程式进行计算：乙醇 + 3氧气 -> 2二氧化碳 + 3水根据反应方程式中的摩尔配比，可以得知乙醇与氧气的配比为1:3。

假设乙醇的标准燃烧焓为ΔH1，水和二氧化碳的标准燃烧焓分别为ΔH2和ΔH3，那么燃烧反应热ΔH就可以通过以下公式计算得出：ΔH = ΔH2 + 3ΔH3 - ΔH1二、反应热的计算与化学键在化学反应中，物质的化学键会发生断裂和形成，从而释放或吸收热量。

我们可以利用化学键的能量差来计算反应热。

当化学键断裂时，需要吸收能量，此时为正值；当化学键形成时，会放出能量，此时为负值。

通过计算所涉及的化学键能量差，我们可以得到反应热的近似值。

例如，当我们计算甲烷燃烧的反应热时，可以根据以下反应方程式进行计算：CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O根据化学键的能量差，我们可以知道C-H键的断裂需要吸收435 kJ/mol的能量，C=O键的形成释放出743 kJ/mol的能量，O-H 键的形成释放出464 kJ/mol的能量。

那么甲烷燃烧的反应热ΔH就可以通过以下公式计算得出：ΔH = 1 * (2120 kJ/mol) + 2 * (-743 kJ/mol) + 2 * (-464 kJ/mol) - 1 * (435 kJ/mol)通过这种方法，我们可以计算其他含有化学键的反应的热量变化。

1反应热知识点及其典题

反应热知识点及其典题一、计算反应热的方法1、由能量计算反应热反应热等于生成物的能量总和与反应物的能量总和之差：ΔH＝∑E(生成物)－∑E(反应物)2、由键能计算反应热反应热等于反应物的键能总和与生成物的键能总和之差：ΔH＝∑ε(反应物)－∑ε(生成物)3、由活化能计算反应热可逆反应，正反应的反应热等于正反应的活化能与逆反应的活化能之差：△H= E a（正反应）－E a（逆反应）4、由盖斯定律化学反应的反应热(△H)只与反应体系的始态和终态有关,而与反应途径无关。

热化学方程式按一定系数比加和时其反应热也按该系数比加和。

5、由燃烧热=∆⨯放可燃物Q H n()()二、计算反应热常用的技巧平均值法、十字交叉法、差量法等。

三、比较反应热大小的技巧注意：比较焓变△H要考虑正负号。

1、同一放热反应（典型例子是燃烧反应），生成物状态不同时，生成液态比生成气态放热更多，△H更负（更小）。

[用求反应热的公式ΔH＝∑E(生成物)－∑E(反应物)记：生成物能量低的△H更负（更小）] 如2H2(g)＋O2(g)=2H2O(g) △H1 =－Q1 kJ·mol－12H2(g)＋O2(g)=2H2O(l) △H2=－Q2 kJ·mol－1分析理解：先生成水蒸气放热，，水蒸气液化还要放热，故Q2＞Q1，放热反应，△H为负，即△H1＞△H2，用盖斯定律定量推导：后一反应减前一反应得2H2O(g)=2H2O(l) △H=△H2－△H1＜0（水液化放热）, 即△H1＞△H2。

△H=△H2－△H1 =－Q2 kJ·mol－1－（－Q1 kJ·mol－1）＜0，解得Q2＞Q1。

2、同一放热反应（如燃烧反应），反应物状态不同时，气态燃料比液(固)态燃料燃烧放热更多，△H更负（更小）。

[用求△H的公式记：反应物能量高的△H更负（更小）]如S(g)＋O2(g)= SO 2(g) △H1 =－Q1 kJ·mol－1S(s)＋O2(g)= SO 2(g) △H2 =－Q2 kJ·mol－分析理解：固态硫升华为气态硫需要吸热，吸收的这些热量气态硫燃烧时又如数释放出来，故Q1＞Q2，放热反应，△H为负，即△H2＞△H1，用盖斯定律定量推导：后一反应减前一反应得S(s)= S(g) △H=△H2－△H1＞0（硫升华吸热）, 即△H2＞△H1。

化学反应热的计算知识点

化学反应热的计算知识点
化学反应热的计算主要涉及到几个关键知识点：
反应热的概念：化学反应的热效应，通常称为反应热，其符号为Qp。

当反应在恒压下进行时，反应热称为等压热效应。

反应热的计算公式：Qp = △U + p△V = △U + RT∑vB。

其中，△U表示反应产物的内能减去反应物的内能，p是压力，△V是反应产物的体积减去反应物的体积，R是气体常数，T 是绝对温度，∑vB(g) = △n(g)/mol，即发生1mol反应时，产物气体分子总数与反应物气体分子总数之差。

焓的定义：由于U、p、V都是状态函数，因此U+pV也是状态函数，我们将其定义为焓，符号为H。

于是，反应热可以表示为：Qp = △H = H终态- H始态。

反应热的测量与计算：反应热可以通过实验测量得到，也可以通过化学反应方程式和比热容公式进行计算。

另外，反应热与反应物各物质的物质的量成正比。

利用键能计算反应热：通常人们把拆开1mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能，键能通常用E表示，单位为kJ/mol。

反应热等于反应物的键能总和与生成物键能总和之差，即△H = ΣE(反应物) - ΣE(生成物)。

由反应物和生成物的总能量计算反应热：△H = 生成物总能量- 反应物的总能量。

选4第一章第三节化学反应热计算专题

查燃烧热表知：查燃烧热表知：
石墨， 393. ①C(石墨，s)+O2(g)==CO2(g) 石墨 △H1=-393.5kJ/mol 金刚石， 395. ②C(金刚石，s)+O2(g)==CO2(g) △H2=-395.0kJ/mol 金刚石
所以，所以， ① - ②得： C(石墨，s)= C(金刚石，s) △H=+1.5kJ/mol 石墨，金刚石，石墨金刚石观察该热化学方程式，回答：金刚石能自动变成石墨吗？需要什么条件？若金刚石、石墨共1mol混合在氧气中燃烧,产热QKJ,则两者的物质的量之比为:
[思考 298K，101kPa时，合成氨反应的热思考] 思考，时化学方程式: 化学方程式 N2(g)+3H2(g)=2NH3(g);△H = -92.38kJ/mol △ 在该温度下，取1 mol N2(g)和3 mol 在该温度下，和 H2(g)放在一密闭容器中，在催化剂存在进放在一密闭容器中，放在一密闭容器中行反应，行反应，测得反应放出的热量总是少于 92.38kJ，其原因是什么？，其原因是什么？该反应是可逆反应可逆反应，该反应是可逆反应，在密闭容器中进行该反应将达到平衡状态，行该反应将达到平衡状态， 1 mol N2(g)和和不能完全反应生成 3 mol H2(g)不能完全反应生成 mol 不能完全反应生成2 NH3(g)，因而放出的热量总小于，因而放出的热量总小于92.38kJ
石墨变成金刚石的热化学方程式例1：写出石墨变成金刚石的热化学方程式：写出石墨变成金刚石 (25℃,101kPa时) ℃,101kPa时 ℃,101kPa • 说明：（1）可以在书中查找需要的数据说明： • （2）并告诉大家你设计的理由。并告诉大家你设计的理由。先思考，先思考，之后小组讨论汇报

专题05 化学反应中热量的变化情况判断与计算-高中新教材高一化学期末复习重点

高一化学期末复习重点专题05 化学反应中热量的变化情况判断与计算方法探究一、化学反应中能量变化的原因在化学反应中，从反应物分子转变为生成物分子，各原子内部并没有多少变化，但原子间的结合方式发生了改变。

在这个过程中，反应物分子中的化学键部分或全部遭到破坏，生成物分子中的新化学键形成。

物质在化学反应中发生能量变化的主要原因是化学键的断裂和形成。

利用化学键的能量变化计算化学反应中的能量变化如下：既可以利用所有化学键的键能计算具体反应中的能量变化，又可以根据化学反应中的能量变化计算某一个具体的化学键的键能。

计算公式：化学反应中的能量变化值=反应物的总键能−生成物的总键能。

计算出的数值如果为正值，意味着是吸热反应；计算出的数值如果是负值，意味着是放热反应。

归纳总结化学键的断裂与形成是化学反应中能量变化的根本原因。

(1)化学反应的本质是旧化学键的断裂和新化学键的形成。

(2)化学键的断裂吸收能量，化学键的形成要放出能量，吸收能量和放出能量的数值不相等就造成了化学反应过程中的能量变化。

(3)一个化学反应是吸热还是放热，在宏观上取决于反应物总能量和生成物总能量的相对大小，在微观上取决于旧化学键断裂所吸收的总能量和新化学键形成所放出的总能量的相对大小。

二、吸热反应和放热反应的判断1.吸热反应和放热反应的比较2.常见的吸热反应与放热反应3.吸热反应和放热反应的判断方法E1>E2反应吸收能量(吸热反应)E1<E2反应放出能量(放热反应)(1)根据反应物和生成物的总能量的相对大小判断——决定因素。

若反应物的总能量大于生成物的总能量，属于放热反应，反之是吸热反应。

(2)根据化学键断裂或形成时的能量变化判断——用于计算。

若断裂反应物中的化学键所吸收的总能量小于形成生成物中化学键所放出的总能量，属于放热反应，反之是吸热反应。

(3)根据反应物和生成物的相对稳定性判断。

由不稳定的物质(能量高)生成稳定的物质(能量低)的反应为放热反应，反之为吸热反应。

运用盖斯定律计算反应热之高三复习“六招”

运用盖斯定律计算反应热之高三复习“六招”反应热计算是历来高考化学热点，在热点问题复习教学上多些方法、深入浅出，循序渐进，对增强学生高考复习信心提升能力非常重要。

下面介绍“六招”灵活运用盖斯定律计算反应热的方法，供同行参考。

一、反应热当生成物，首先清楚最基础把反应热视为“生成物”来运算是计算反应热最基本的思维，因为把反应物、生成物、反应热三者“融为一体，变成一家人”，计算起来就“名正言顺”，不然，学生在计算中就会感到别扭和不容易建立起量的对应关系。

如2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)△H=-571.6kJ/mol，可直接将热化学方程式转化为：2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)-571.6kJ，这样571.6kJ就与2molH2、1molO2、2molH2O完全对应起来，即形成正比例关系。

当改变反应物或生成物的量或方程式左右颠倒时，反应热如何变化就好理解了。

二、去掉枝叶轻上阵，删繁就简心里明在书写热化学方程式时，我们要求学生必须标各物质的状态、反应热的单位等，这肯定是对的，也是解题的规范要求。

但面对热化学方程式，重点是运用几个方程式计算反应热了，而且是在草稿纸上完成，所以物质的状态和反应热的单位可以省略，只要心里知道各物质是什么状态和反应热的单位，在最终回答时注意就行了。

这样简化处理，计算变得简明，节约了时间。

三、方程思想是关键，四则运算多加减方程思想是计算反应热的核心思想。

运用多个方程式计算反应热其实与解方程组差不多。

如：(1)CH3COOH(l)+2O2(g)=2CO2(g)+2H2O(l)△H1=-870.3kJ/mol。

(2)C(s)+O2(g)=CO2(g) △H2=-393.5kJ/mol。

(3)2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) △H3=-571.6kJ/mol。

试计算2C(s)+2H2(g)+O2(g)=CH3COOH(l)的反应热。

解：首先“去掉枝叶”，得下面三式：(1)CH3COOH+2O2=2CO2+2H2O-870.3。

化学反应热的计算专题讲解

第三节化学反应热的计算一、盖斯定律1.盖斯定律的理解(1)大量实验证明，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。

(2)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。

(3)始态和终态相同反应的途径有如下三种：ΔH ＝ΔH 1＋ΔH 2＝ΔH 3＋ΔH 4＋ΔH 52.盖斯定律的应用根据如下两个反应 Ⅰ.C(s)＋O 2(g)===CO 2(g) ΔH 1＝－393.5 kJ·mol －1Ⅱ.CO(g)＋12O 2(g)===CO 2(g) ΔH 2＝－283.0 kJ·mol －1选用两种方法，计算出C(s)＋12O 2(g)===CO(g)的反应热ΔH 。

(1)虚拟路径法反应C(s)＋O 2(g)===CO 2(g)的途径可设计如下：则ΔH ＝－110.5 kJ·mol －1。

(2)加合法利用“加合法”求C(s)＋12O 2(g)===CO(g) ΔH 的步骤：①写出目标反应的热化学方程式，确定各物质在各反应中的位置，C(s)＋12O 2(g)===CO(g)。

②将已知热化学方程式变形，得反应Ⅲ，CO 2(g)===CO(g)＋12O 2(g) ΔH 3＝283.0 kJ·mol －1Ⅲ；③将热化学方程式相加，ΔH 也相加：Ⅰ＋Ⅲ得，C(s)＋12O 2(g)===CO(g) ΔH ＝ΔH 1＋ΔH 3，则ΔH ＝－110.5 kJ·mol －1。

例1 已知：①Zn(s)＋12O 2(g)===ZnO(s) ΔH ＝－348.3 kJ·mol －1②2Ag(s)＋12O 2(g)===Ag 2O(s) ΔH ＝－31.0 kJ·mol －1则Zn(s)＋Ag 2O(s)===ZnO(s)＋2Ag(s)的ΔH 等于________。

特别提醒 (1)热化学方程式的化学计量数加倍，ΔH 也相应加倍。

高中化学复习-第六章第20讲盖斯定律及反应热的计算

答案 C
故知重温
重难突破
课后作业
解析答案
名师精讲比较反应热大小的注意要点
(1)反应物和生成物的状态物质的气、液、固三态的变化与反应热关系：
故知重温
重难突破
课后作业
(2)ΔH 的符号：比较反应热大小时不要只比较 ΔH 数值的大小，还要考虑其符号。
(3)化学计量数：当反应物和生成物的状态相同时，化学计量数越大，放热反应的 ΔH 越小，吸热反应的 ΔH 越大。
课后作业
(1)已知反应①中相关的化学键键能数据如下：
由此计算 ΔH1＝________kJ·mol－1；已知 ΔH2＝－58 kJ·mol－1，则 ΔH3 ＝________kJ·mol－1。
答案 (1)－9解析 (1)反应①中，生成 1 mol CH3OH 时需要形成 3 mol C—H 键、1 mol C—O 键和 1 mol O—H 键，则放出的热量为：(413×3＋343＋465) kJ＝2047 kJ，需要断开 1 mol C O 键和 2 mol H—H 键，吸收的热量为：(1076＋436×2) kJ＝1948 kJ，则该反应为放热反应，ΔH1＝(1948－2047) kJ·mol－1＝－99 kJ·mol－1；根据盖斯定律，ΔH3＝ΔH2－ΔH1＝(－58＋99) kJ·mol－1＝＋41 kJ·mol－1。
第20讲盖斯定律及反应热的计算
23
故知重温
1.利用盖斯定律计算反应热
(1)盖斯定律的内容
不论化学反应是一步完成还是分几步完成，其反应热是 □01 相同的。即化学反应的反应热只与反应体系的 □02 始态和 □03 终态有关，而与反应的 □04 途径无关。
故知重温
重难突破

高中化学高考总复习---热化学方程式和反应热的计算知识讲解及练习题(含答案解析)

1、O=O d kJ·mol—1。
根据图示的分子结构和有关数据估算该反应的△H，其中正确的是
A．（6a+5d－4c－12b）kJ·mol—1
B（4c+12b－6a－5d）kJ·mol—1
C．（4c+12b－4a－5d）kJ·mol—1
D．（4a+5d－4c－12b）kJ·mol—1
【答案】A
【解析】由图可以看出：P4 中有 6mol 的 P－P，5mol 的 O2 中含有 5molO＝O，
H2O 放出热量为 817.63 kJ/mol×0.5 mol＝408.815 kJ.
(3)因产物为 N2 和 H2O，故不会造成环境污染．【总结升华】书写热化学方程式，要注意各物质的状态、ΔH 的正负及单位。
举一反三：【变式 1】（2014 新课标全国卷Ⅰ）已知：
甲醇脱水反应 2CH3OH(g)===CH3OCH3(g)＋H2O(g) 甲醇制烯烃反应 2CH3OH(g)===C2H4(g)＋2H2O(g)
热化学方程式为： B2H6(g)＋3O2(g)===B2O3(s)＋3H2O(l)；ΔH＝－2165 kJ/mol (3)1 mol C6H6(l)完全燃烧生成 CO2(g)和 H2O(l)放出的热量为：
4
热化学方程式为：
类型二：有关反应热的计算例 2、SF6 是一种优良的绝缘气体，分子结构中只存在 S-F 键。已知：1molS(s) 转化为气态硫原子吸收能量 280kJ，断裂 1molF-F 、S-F 键需吸收的能量分别为
(1)反应的热化学方程式为____________________． (2)又已知 H2O(l)===H2O(g)；ΔH＝＋44 kJ/mol。由 16 g 液态肼与液态双氧水反应生成液态水时放出的热量是________kJ. (3)此反应用于火箭推进，除释放大量热和快速产生大量气体外，还有一个很大的优点是________________．【答案】(1)N2H4(l)＋2H2O2(l)===N2(g)＋4H2O(g)；ΔH＝－641.63 kJ/mol (2)408.815 (3)产物不会造成环境污染【解析】(1)首先根据得失电子守恒即可配平该氧化还原反应为 N2H4＋ 2H2O2===N2↑ ＋ 4H2O，因此 1 mol N2H4(l)完全反应放出热量是：

题型06 反应热的判断及计算(原卷版)

题型06 反应热的判断及计算1．反应机理(1)反应机理是用来描述某反应物到反应产物所经由的全部基元反应，就是把一个复杂反应分解成若干个基元反应，以图示的形式来描述某一化学变化所经由的全部反应，然后按照一定规律组合起来，从而阐述复杂反应的内在联系，以及总反应与基元反应内在联系。

(2)反应机理详细描述了每一步转化的过程，包括过渡态的形成，键的断裂和生成，以及各步的相对速率大小等。

典型的是基元反应碰撞理论和基元反应过渡态理论。

(3)反应机理中包含的基元反应是单分子反应或双分子反应。

完整的反应机理需要考虑到反应物、催化剂、反应的立体化学、产物以及各物质的用量。

(4)认识化学反应机理，任何化合物的每一步反应都应该是在该条件下此类化合物的通用反应。

2．有效碰撞理论(1)化学反应发生的条件：在化学反应中，反应物分子不断发生碰撞，大多数碰撞无法发生反应，只有少数分子的碰撞才能发生化学反应，能发生有效碰撞的分子是活化分子。

普通反应物分子形成活化分子所需要的能量叫活化能。

而活化分子的碰撞也不一定都能发生有效碰撞。

发生有效碰撞不仅有能量的因素，还有空间因素，只有同时满足这两者的要求才能发生有效碰撞。

(2)反应历程：发生有效碰撞的分子叫做活化分子，活化分子具有较高的能量。

活化分子比普通分子所高出的能量称为活化能。

活化能越小，普通分子就越容易变成活化分子。

如图所示，反应的活化能是E1，反应热是E1－E2。

在一定条件下，活化分子所占的百分数是固定不变的。

活化分子的百分数越大，单位体积内活化分子数越多，单位时间内有效碰撞的次数越多，化学反应速率越快。

活化能越大，反应速率越慢，化学反应取决于最慢的一步。

3．能垒与决速步能垒：简单可以理解为从左往右进行中，向上爬坡最高的为能垒，而包含此能垒的反应我们称之为决速步骤，也成为慢反应。

例如下图中，从第一个中间态到过渡态2的能量就是能垒，而HCOO*+H*=CO2+2H*是在Rh做催化剂时该历程的决速步骤。

考点精讲：反应热的计算

反应热的计算【考点精讲】反应热的计算是化学概念和化学计算的一个结合点。

反应热的大小与反应的条件、反应物、生成物的种类、状态及物质的量有关。

反应热计算的类型及方法：（1）根据热化学方程式计算：反应热与反应物的物质的量成正比。

（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：通常人们把拆开1 mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能，键能通常用E表示，单位为kJ/mol或kJ·mol－1。

方法：ΔH＝∑E（反应物）－∑E（生成物），即ΔH等于反应物的键能总和与生成物的键能总和之差。

如反应H2（g）＋Cl2（g）＝2HCl（g）ΔH＝E（H—H）＋E（Cl—Cl）－2E（H—Cl）。

（4）根据盖斯定律计算：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。

可以采用虚拟路径法或方程式加合法计算。

（5）根据物质的燃烧热数值计算：Q（放）＝n（可燃物）×｜ΔH｜。

（6）根据比热公式进行计算：Q＝cmΔt。

【典例精析】例题1 在一定条件下，甲烷与一氧化碳的燃烧的热化学方程式分别为：CH4（g）＋2O2（g）＝CO2（g）＋2H2O（l）△H ＝－890kJ/mol2CO（g）＋O2（g）＝2CO2（g）△H＝－mol一定量的甲烷与一氧化碳的混合气完全燃烧时，放出的热量为kJ，生成的CO2用过量的饱和石灰水完全吸收，可得到50g白色沉淀。

求混合气体中甲烷和一氧化碳的体积比。

思路导航：由所给热化学方程式可知，甲烷与一氧化碳的燃烧热分别为890kJ/mol、283kJ/mol。

设混合气体中甲烷与一氧化碳的物质的量分别为x mol和y mol。

50g白色沉淀即的碳酸钙，由碳的守恒可知：x＋y＝两气体燃烧放出的热量可列等式：890x＋283y＝解得：x＝y＝故混合气体中甲烷和一氧化碳的体积比为2：3。

(完整版)反应热及计算--习题

反应热及计算巩固练习1．下列反应既属于氧化还原反应，又属于吸热反应的是A ．铝片和稀盐酸反应B ．Ba(OH)2·8H 2O 与NH 4Cl 的反应C ．灼热的碳与二氧化碳的反应D ．甲烷在氧气中的燃烧 2．下列说法不正确的是A ．任何化学反应都伴随有能量变化B ．化学反应中的能量变化都表现为热量的变化C ．反应物的总能量高于生成物的总能量时，发生放热反应D ．反应物的总能量低于生成物的总能量时，发生吸热反应 3．热化学反应方程式中各物质化学式前的化学计量数表示A ．物质的量B ．分子个数C ．原子个数D ．物质质量 4．下列变化属于放热反应的是（）。

A ．H 2O(g)＝H 2O(l) △H ＝－44.0 kJ/mol B ．2HI(g)＝H 2(g)＋I 2(g) △H ＝＋14.9 kJ/mol C ．形成化学键时放出能量的化学反应 D ．能量变化如右图所示的化学反应 5．已知如下两个热化学方程式：2CO(g)+O 2(g)===2CO(g)；△H==－566kJ ／molCH 4(g)+2O 2(g)==CO 2(g)+2H 2O(1)；△H ＝－890kJ ／mol由1molCO 和3molCH 4组成的混合气在上述条件下完全燃烧时，释放的热量为（） A ．2912kJ B ．2953kJ C ．3236kJ D ．3867kJ 6．下列说法或表示方法正确的是A 、反应物的总能量低于生成物的总能量时，该反应一定不能发生B 、强酸跟强碱反应放出的热量就是中和热C 、由石墨比金刚石稳定可知：0),(),(<∆=H s C s C 石墨金刚石D 、在kPa 101、C ︒25时，21gH 完全燃烧生成气态水，放出kJ 9.120热量，则氢气的热值为120.9mol kJ /7．化学用语是学习化学的重要工具。

下列用来表示物质变化的化学用语中，正确的是A ．钢铁腐蚀时可能发生的正极反应：4OH -－4e -=2H 2O+O 2↑B ．表示中和热的离子方程式：H ++OH -=H 2O ；△H=－57.3kJ/molC ．明矾水解反应的离子方程式：Al 3++3H 2O=Al(OH)3+3H +D ．硫酸铵浓溶液与氢氧化钠浓溶液混合的离子方程式：NH 4++OH -=NH 3↑+H 2O8．下列有关热化学方程式的叙述正确的是（ C ）A ．已知2H 2(g)＋O 2(g)===2H 2O(g)；△H=－483.6 kJ/mol ，则氢气的标准燃烧热为241.8 kJB．已知C(石墨，s)=== C(金刚石，s)；△H＞0，则金刚石比石墨稳定C．含20.0g NaOH的稀溶液与稀盐酸完全中和，放出28.7 kJ的热量，则该反应的热化学方程式为：NaOH(a q)＋HCl(a q)===NaCl(a q)＋H2O(l)；△H=－57.4 kJ/mol D．已知2C(s)＋2O2(g)==2CO2(g)；△H1。

高三化学一轮复习——盖斯定律反应热的计算

高三化学一轮复习——盖斯定律反应热的计算知识梳理1．盖斯定律内容：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应热都是相同的。

即：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)意义：间接计算某些反应的反应热。

(3)应用aA B2.反应热计算的四种方法(1)由H值计算ΔHΔH＝∑H生成物－∑H反应物(2)由键能计算ΔHΔH＝反应物的总键能－生成物的总键能如H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)ΔH由能量守恒知E H—H＋E Cl—Cl＝2E H—Cl＋ΔH或ΔH＝E H—H＋E Cl—Cl－2E H—Cl(3)由反应中的热量变化Q计算ΔH如1 g H2充分燃烧生成H2O(l)时放出Q kJ的热量，H2的燃烧热为________kJ·mol －1。

H2(g)＋12O2(g)===H2O(l)ΔH1 mol |ΔH|12mol Q故|ΔH|＝2Q kJ·mol－1ΔH＝－2Q kJ·mol－1，故H2的燃烧热为2Q。

(4)由分式结合盖斯定律计算ΔH(见应用)[考在课外]教材延伸判断正误(1)一个反应一步完成或几步完成，两者相比，经过的步骤越多，放出的热量越少(×)(2)H—H、O===O和O—H键的键能分别为436 kJ·mol－1、496 kJ·mol－1和462kJ·mol－1，则反应H2(g)＋12O2(g)===H2O(g)的ΔH＝－916 kJ·mol－1(×)(3)已知：O3＋Cl===ClO＋O2ΔH1ClO＋O===Cl＋O2ΔH2则反应O3＋O===2O2ΔH＝ΔH1＋ΔH2(√)拓展应用(1)标准摩尔生成焓是指在25 ℃和101 kPa时，最稳定的单质生成1 mol化合物的焓变。

已知25 ℃和101 kPa时下列反应：①2C2H6(g)＋7O2(g)===4CO2(g)＋6H2O(l)ΔH＝－3 116 kJ·mol－1②C(石墨，s)＋O2(g)===CO2(g)ΔH＝－393.5 kJ·mol－1③2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)ΔH＝－571.6 kJ·mol－1写出乙烷标准摩尔生成焓的热化学方程式：____________________________________________________________________________________________。

专题1-3 化学反应热的计算知识点讲解-化学选修四讲练

第三节化学反应热的计算知识点讲解一. 盖斯定律1. 盖斯定律的内容:不管化学反应是一步完成或分几步完成,其反应热相同。

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。

归纳总结：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△H；②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为△H1、△H2、△H3。

如下图所示：则有△H=△H1+△H2+△H3山的高度与上山化学反应的热效应的途径无关的途径无关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，但利用盖斯定律不难间接计算求得。

【深度讲解】应用盖斯定律进行简单计算的注意事项：⑴当反应方程式乘以或除以某数时，△H也应乘以或除以该数。

⑵反应方程式进行加减时，△H也同样进行加减运算，且计算过程中要带“+”“-”。

⑶运用盖斯定律进行计算并比较反应热的大小时，同样要把△H看做一个整体。

⑷在设计的反应过程中常会遇到同一物质固、液、气三态的变化，状态由固到液到气变化时，会吸热；反之会放热。

⑸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。

运用盖斯定律关键在于分析总反应可由哪些中间过程构成，化简要细心，计算时△H（带“+”“-”）也要参与运算。

⑹不论一步进行还是分步进行，始态和终态完全一致，盖斯定律才成立。

⑺某些物质只是在分步反应中暂时出现，最后应该恰好消耗完。

例1N2(g)与H2(g)在铁催化剂表面经历如图所示过程生成NH3，下列说法正确的是A. Ⅰ中破坏的均为极性键B. Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ均为放热过程C. Ⅳ中NH2与H2生成NH3D. N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) ΔH>0【答案】B2NH3(g) ΔH<0,故D错误;所以B选项是正确的。

例2在好氧菌和厌氧菌作用下废液中NH4+能转化为N2(g)和H2O(l)，示意图如下：反应I：NH4+(aq)＋2O2(g)=NO3－(aq)＋2H+(aq)＋H2O(l) ΔH1＝a kJ·mol－1反应II：5NH4+(aq)＋3NO3－(aq)=4N2(g)＋9H2O(l)＋2H+(aq) ΔH2＝b kJ·mol－1下列说法正确的是A. 两池发生的反应中氮元素只被氧化B. 两池中投放的废液体积相等时NH4+能完全转化为N2C. 常温常压下，反应II中生成22.4 L N2转移的电子数为3.75×6.02×1023D. 4NH4+(aq)＋3O2(g)=2N2(g)＋4H+(aq)＋6H2O(l) ΔH＝(3a＋b) kJ·mol－1【答案】D＋b) kJ·mol－1，D正确。