高中化学复习知识点：盖斯定律理解
高三化学大一轮专题复习——盖斯定律
D．由反应过程可知催化剂参与反应，通过改变反应路径提高反应速率
8．利用CO2和CH4重整可以制作合成气(主要成分为CO、H2)，重整过程中部分反应的热化学方程式为：
反应Ⅰ：CH4(g)=C(s)＋2H2(g)ΔH=＋75.0kJ·mol-1
下列说法正确的是
A．∆H1＜0
B．碳酸钠晶体(Na2CO3·10H2O)失水不是化学变化
C．Na2CO3·H2O(s)失水生成Na2CO3(s)：∆H=∆H1-∆H2
D．向Na2CO3(s)中滴加几滴水，温度升高
15．已知共价键的键能与热化学方程式等信息如下表：
共价键
C－H
O=O
C－C
C=O
键能/(kJ/mol)
反应i：CuCl2(s)=CuCl(s)+ Cl2(g)ΔH1=+83kJ·mol-1
反应ii：CuCl(s)+ O2(g)=CuO(s)+ Cl2(g)ΔH2=-20kJ·mol-1
反应iii：……
下列表述不正确的是
A．反应i中反应物的总能量小于生成物的总能量
B．反应ii中，1molCuCl(s)反应时转移2mole-
413
498
331
799
热化学方程式
H2O(l)= H2O(g)ΔH=+44kJ·mol-1
已知乙烷的标准燃烧热为-1560kJ·mol-1。则H－O的键能为
A．464kJ/molB．－464kJ/molC．486kJ/molD．－486kJ/mol
16．已知完全分解1molH2O2放出热量为98kJ，在含有少量I-的溶液中H2O2分解的机理为
盖斯定律
今天我们要复习的内容就是盖斯定律。
【板书】第三课时盖斯定律首先我们来回忆一下盖斯定律的内容盖斯定律的内容在1840年，瑞士化学家盖斯通过大量实验证明，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，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。
这就是盖斯定律。
关于盖斯定律，我们要注意它的两个特点。
一是反应焓变（反应热效应）只与始态、终态有关，与反应的途径无关。
二是焓变（反应热）总值一定。
这里我们要知道一点，焓变其实不是反应热。
但在高中阶段，我们可以不用太注意这点，有一个影响就行。
做题时，当他们一下就可以了。
前面已经复习过，一个热化学方程式可以进行加、减、乘、除四则运算。
而盖斯定律在应用中也就是将两个或多个热化学方程式包括其△H相加减或相乘除，得到一个新的热化学方程式。
为了更直观一点，我们来画一个示意图。
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，每步的反应热分别是ΔH1、ΔH2、ΔH3。
如下图所示：为了帮助同学们更好地理解和运用盖斯定律，我们来看以下几道例题【教师】给一分钟先看一下题现在我们来看大屏幕，首先，看一下所求方程式，反应物有2molN2H4(g)和2molNO2(g)，在一直方程式中都只出现过一次，假如，在左边反应物中算正，右边生成物中算负，已知两个方程式怎样加减才能得到一个和所求方程式的反应物一样的式子？同学们试一下。
【学生】xxx（（2）x 2 -（1））【教师】现在，你们看一下，这样子得出来的方程式是不是就是所求方程式？【学生】是【教师】那现在要求的反应焓变表达式也就出来了例1：已知：298K时（1）N2（g） + 2O2（g） == 2NO2（g）△H1（2）N2H4（g）+ O2（g） == N2（g）+ 2H2O（g）△H2则此温度下,2N2H4(g) + 2NO2(g) == 3N2(g) + 4H2O(g)的反应焓变表达式为_______________________________________【教师】现在我练一道高考题，这个是2013 课标Ⅱ 12题改编题，给你们两分钟做一下。
盖斯定律及其应用-高二化学(人教版2019选择性必修1)
④H2Sg＋H2SO4aq===Ss＋SO2g＋
2H2Ol ΔH4＝＋61 kJ·mol－1
(3)加和调整好的热化学方程式 (4)求焓变ΔH (5)检查 系统(Ⅰ)：①＋②＋③可得出H2O(l)===H2(g)＋1/2O2(g) ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3
【答案】 H2O(l)===H2(g)＋1/2O2(g) ΔH＝＋286 kJ·mol－1 H2S(g)===H2(g)＋S(s) ΔH＝＋20 kJ·mol－1
系统(Ⅰ) H2SO4aq ΔH2＝－151 kJ·mol－1 ③2HIaq===H2g＋I2s
ΔH3＝＋110 kJ·mol－1
系统(Ⅱ)
②SO2g＋I2s＋2H2Ol===2HIaq ＋H2SO4aq ΔH2＝－151 kJ·mol－1 ③2HIaq===H2g＋I2s ΔH3＝＋110 kJ·mol－1
C.ΔH3=ΔH1-2ΔH2 答案:A
D.ΔH3=ΔH1-ΔH2
解析:热化学方程式①、②和③之间存在关系:①+2×②=③,故有
ΔH1+2ΔH2=ΔH3。
突破点二:盖斯定律的应用
应用一 利用盖斯定律计算反应热
[方法归纳] 有些反应进行得很慢，有些反应不容易直接发生，有些反应的产品不纯，
这给测定反应热造成了困难，此时若应用盖斯定律，就可以间接把它们的反应热计算
解析： 将已知的热化学方程式依次编号为①、②、③、④，将方程式 ③×2－①－④×4得 2N2H4(g)＋2NO2(g)===3N2(g)＋4H2O(l)，所以反应的ΔH＝2×(－534 kJ·mol－1)－67.7 kJ·mol－1－4×(＋44.0 kJ·mol－1)＝－1 311.7 kJ·mol－1。
出来。
高考总复习 化学 (人教版)核心素养提升18 盖斯定律在比较、计算及热化学方程式书写中的应用
素养说明：高考主要以生产、生活、科学技术和能源问题等社会热点为背景，将热化学方程式的书写和盖斯定律的计算融合在一起，较好地考查学生对知识的灵活应用和运算能力，正确做答的关键是理解盖斯定律的含义，把握利用盖斯定律计算反应热的关键是合理设计反应途径，正确加减热化学方程式。
1.定义：化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的，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.图示：盖斯定律的理解热化学方程式焓变之间的关系a A===BΔH1A===1a BΔH2ΔH2＝1aΔH1或ΔH1＝aΔH2a A===BΔH1B===a AΔH2ΔH1＝－ΔH2ΔH＝ΔH1＋ΔH2 3.解题模型[题型专练]1.（2014·课标全国Ⅱ，13）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<ΔH3C.ΔH1＋ΔH3＝ΔH2D.ΔH1＋ΔH2>ΔH3解析 1 mol CuSO4·5H2O（s）溶于水会使溶液温度降低，为吸热反应，故ΔH1>0，1 mol CuSO4（s）溶于水会使溶液温度升高，为放热过程，故ΔH2<0；1 mol CuSO4·5H2O（s）溶于水可以分为两个过程，先分解成1 mol CuSO4（s）和5 mol 水，然后1 mol CuSO4（s）再溶于水。
CuSO4·5H2O的分解为吸热反应，即ΔH3>0，根据盖斯定律得到关系式ΔH1＝ΔH2＋ΔH3，分析得到答案ΔH1<ΔH3。
高中化学复习-第六章 第20讲盖斯定律及反应热的计算
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
盖斯定律 反应热的计算(高中化学选修4)
如图1所示，反应的始态到达终态有三个不同的途径： 途径1：经过一步反应直接达到终态，反应热为△H 途径2：经过两步反应达到终态，反应热分别为△H1、 △H2，总反应热为： △H1 + △H2 途径3：经过三步反应达到终态，反应热分别为△H3、 △H4、△H5，总反应热为：△H3+△H4+△H5
中间产物1 △H 1 △H 2
解析：根据“化学反应的能量变化与反应物消耗量、 生成物的生成量成正比”。可知： (1)生成1mol NaCl消耗的金属Na的质量是1g的多少倍， 则反应放出的热量就是17.87kJ的多少倍。 (2)消耗22.4LCl2时消耗的金属Na的质量是1g的多少倍， 则反应放出的热量就是17.87kJ的多少倍。
应用时要注意调整化学计量数，设法抵消中间产物。
课堂练习 1.已知热化学方程式：
①C(s)+O2(g)=CO2(g)
△H=－393.5kJ/mol
②2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) △H=－566.0kJ/mol 求C(s)+ 1 O2(g)=CO(g)的反应热。 2 2.已知热化学方程式：
例3：已知热化学方程式：
①C(s)+O2(g)=CO2(g) △H=－393.5kJ/mol
②2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) △H=－566.0kJ/mol 求C(s)+ 1 O2(g)=CO(g)的反应热。 2 分析： 欲求2C(s)+O2(g)=2CO(g)的反应热，可以认 为C(s)先是燃烧生成CO(g)，然后由CO(g)燃烧生成 CO2(g)。转化关系表示如下：
热化学方程式1 ± 热化学方程式2 ＝ 热化学方程式3 (△H1) (△H2) (△H3)
高中化学--盖斯定律
高中化学--盖斯定律盖斯定律（英语：Hess's law），又名反应热加成性定律（the law of additivity of reaction heat）：若一反应为二个反应式的代数和时，其反应热为此二反应热的代数和。
也可表达为在条件不变的情况下，化学反应的热效应只与起始和终了状态有关，与变化途径无关。
它是由瑞士化学家Germain Hess发现并用于描述物质的热含量和能量变化与其反应路径无关，因而被称为赫斯定律。
1．含义(1)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。
2．意义利用盖斯定律，可以间接地计算一些难以测定的反应热。
例如：C(s)＋O2(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ΔH不易测定，但是下述两个反应的ΔH却可以直接测得：(1)C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1(2)CO(g)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2＝－283.0kJ·mol－1根据盖斯定律，就可以计算出欲求反应的ΔH。
分析上述两个反应的关系，即知：ΔH＝ΔH1－ΔH2。
则C(s)与O2(g)生成CO(g)的热化学方程式为C(s)＋O2(g)===CO(g)ΔH＝－110.5 kJ·mol－1。
注意：1、热化学方程式可以进行方向改变，方向改变时，反应热数值不变，符号相反；2、热化学方程式中物质的化学计量数和反应热可以同时改变倍数；3、热化学方程式可以叠加，叠加时，物质和反应热同时叠加。
3.练习1、已知下列热化学方程式：①Fe2O3(s)＋3CO(g)===2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH1＝－26.7 kJ·mol－1②3Fe2O3(s)＋CO(g)===2Fe3O4(s)＋CO2(g) ΔH2＝－50.75 kJ·mol－1③Fe3O4(s)＋CO(g)===3FeO(s)＋CO2(g) ΔH3＝－36.5 kJ·mol－1则反应FeO(s)＋CO(g)===Fe(s)＋CO2(g)的焓变为( )A．＋7.28 kJ·mol－1 B．－7.28 kJ·mol－1C．＋43.68 kJ·mol－1 D．－43.68 kJ·mol－1[解析] 根据盖斯定律，首先考虑目标反应与三个已知反应的关系，三个反应中，FeO、CO、Fe、CO2是要保留的，而与这四种物质无关的Fe2O3、Fe3O4要通过方程式的叠加处理予以消去：因此将①×3－②－③×2得到：6FeO(s)＋6CO(g)＝6Fe(s)＋6CO2(g) ΔH＝＋43.65kJ·mol－1化简：FeO(s)＋CO(g)＝Fe(s)＋CO2(g) ΔH＝＋7.28 kJ·mol－1答案A2．已知：H2O(g)===H2O(l) ΔH＝Q1 kJ·mol－1C2H5OH(g)===C2H5OH(l) ΔH＝Q2 kJ·mol－1C2H5OH(g)＋3O2(g)===2CO2(g)＋3H2O(g) ΔH＝Q3 kJ·mol－1若使46 g酒精液体完全燃烧，最后恢复到室温，则放出的热量为( ) A．(Q1＋Q2＋Q3) KJ B．0.5(Q1＋Q2＋Q3)kJC．(0.5Q1－1.5Q2＋0.5Q3) kJ D．(3Q1－Q2＋Q3)kJ[解析] 46 g酒精即1 mol C2H5OH(l) 根据题意写出目标反应C2H5OH(l)＋3O2(g)===2CO2(g)＋3H2O(l) ΔH然后确定题中各反应与目标反应的关系则ΔH＝(Q3－Q2＋3Q1)kJ·mol－1 答案D3．能源问题是人类社会面临的重大课题，H2、CO、CH3OH都是重要的能源物质，它们的燃烧热依次为－285.8 kJ·mol－1、－282.5 kJ·mol－1、－726.7 kJ·mol－1。
高三化学盖斯定律知识点
高三化学盖斯定律知识点在高三化学学习中，学生们经常会接触到盖斯定律（Gauss's Law）。
盖斯定律是描述电场分布的重要定律，它对于理解电场以及解决与电荷分布相关的问题非常有帮助。
本文将介绍盖斯定律的相关知识点，帮助学生们更好地理解和掌握这一内容。
一、电场概念回顾在进一步了解盖斯定律之前，我们首先来回顾一下电场的概念。
电场是由电荷所产生的力场，在空间中存在着电场力的存在。
在一个点附近，电场力的大小和方向可以通过测量单位正电荷所受到的力来确定。
电场力的方向与正电荷所受力的方向相同，与负电荷所受力的方向相反。
二、盖斯定律的表述盖斯定律是描述电场分布的定律之一，它与电场的闭合性密切相关。
在盖斯定律中，我们通过一个闭合曲面（也可以是一个体积）来计算电场通量。
电场通量是穿过闭合曲面的电场线的数量。
盖斯定律的数学表述可以表示为：∮E·dA = Φ = Q/ε₀其中，∮E·dA表示电场矢量E对闭合曲面A的通量，Φ表示电场通量，Q表示闭合曲面内的总电荷量，ε₀表示真空中的介电常数。
三、定向闭合曲面与电场通量在盖斯定律中，定向闭合曲面的选择非常重要。
通过选择不同方向的闭合曲面，我们可以得到不同方向的电场通量。
一般来说，选择球形闭合曲面是最常见和方便的，因为球形闭合曲面的电场通量可以通过球面上的电场强度来计算。
四、盖斯定律的应用盖斯定律有着广泛的应用。
它可以帮助我们计算闭合曲面内的电场分布情况，以及了解电荷分布对电场的影响。
以下是一些盖斯定律的应用示例：1. 均匀带电球面的电场：当一个均匀带电的球面存在时，可以利用盖斯定律来计算球心处的电场强度。
由于球体对称性，电场强度大小只与球心到球面的距离有关。
2. 均匀带电球体的电场：如果一个均匀带电的球体存在，我们可以利用盖斯定律来计算球体内或球体外的电场强度。
在球体内部，电场强度与距离球心的距离成正比；在球体外部，电场强度则与球体上表面上的电场强度相同。
高中化学盖斯定律细分析专题辅导
盖斯定律细分析化学反应的热效应可以用实验方法测得，但许多化学反应由于速率过慢，测量时间过长，导致热量散失而难于准确测定反应热；也有一些化学反应由于条件难于控制，产物不纯，也难于准确测定反应热。
于是如何通过化学方法计算反应热，就成为化学家关注的问题，盖斯定律便是计算反应热的重要依据。
一、盖斯定律1840年，瑞士化学家盖斯通过大量实验证明，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。
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。
二、使用盖斯定律要注意的问题盖斯定律的基础是能量守恒定律，可用下图简明表示：在上述转化中，21H H H ∆+∆=∆（或21H H H ∆-∆=∆）。
使用该定律时应注意：1. 盖斯定律适用于等温等压过程，各步反应的温度应相同。
2. 热效应与参加反应的各物质的本性、聚集状态，反应物的物质的量、反应进行的程度、温度、压强等因素有关。
3. 应用盖斯定律进行计算时，关键在于理解或设计反应过程，同时要注意：（1）当热化学方程式中物质的化学计量数乘以或除以某数时，H ∆也应乘以或除以某数；（2）热化学方程式进行加减运算时，H ∆也同样要进行加减运算，且要带“+”或“－”符号；（3）在设计的反应中常会遇到同一物质的固、液、气三态的相互转化，状态由固→液→气变化时，会吸热，反之会放热；（4）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。
在中学化学中，一般不特别指明某个反应的压强和温度等条件，此时默认反应条件符合盖斯定律的适用条件。
三、盖斯定律的作用盖斯定律对于估算难以直接测定的反应的热效应甚为有用。
例如，由C （石墨）、2H 和2O 作用生成乙醇的反应的热效应无法通过实验直接测定：2C （石墨，s ）+H )1(OH H C )g (O 21)g (H 35222∆=+。
然而，碳、氢和乙醇均易燃烧，它们燃烧时的热化学方程式分别为： C （石墨，s ）+mol /kJ 5.393H )g (CO )g (O 122-=∆=① mol /kJ 8.285H )1(O H )g (O 21)g (H 2222-=∆=+② mol /kJ 8.1366H )1(O H 3)g (CO 2)g (O 3)1(OH H C 322252-=∆+=+ ③将①×2+②×3－③得：2C （石墨，s ）+15222H 2H )1(OH H C )g (O 21)g (H 3∆=∆=+mol /kJ 6.277H H 332-=∆-∆+。
高考化学总复习 7.盖斯定律及其在热化学方程式中的应
高考化学经典试题总复习盖斯定律及其在热化学方程式中的应用一：盖斯定律要点1840年，瑞士化学家盖斯（G 。
H 。
Hess,1802—1850）通过大量实验证明，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。
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。
这就是盖斯定律。
例如：可以通过两种途径来完成。
如上图表：已知：H 2（g ）+21O 2（g ）= H 2O （g ）；△H 1=－241.8kJ/molH 2O （g ）=H 2O （l ）；△H 2=－44.0kJ/mol根据盖斯定律，则△ H=△H 1＋△H 2=－241.8kJ/mol+（－44.0kJ/mol ）=－285.8kJ/mol盖斯定律表明反应热效应取决于体系变化的始终态而与过程无关。
因此，热化学方程式之间可以进行代数变换等数学处理。
该定律使用时应注意： 热效应与参与反应的各物质的本性、聚集状态、完成反应的物质数量，反应进行的方式、温度、压力等因素均有关，这就要求涉及的各个反应式必须是严格完整的热化学方程式。
二：盖斯定律在热化学方程式计算中的应用盖斯定律的应用价值在于可以根据已准确测定的反应热来求知实验难测或根本无法测定的反应热，可以利用已知的反应热计算未知的反应热。
，它在热化学方程式中的主要应用在于求未知反应的反应热，物质蒸发时所需能量的计算 ，不完全燃烧时损失热量的计算，判断热化学方程式是否正确，涉及的反应可能是同素异形体的转变，也可能与物质三态变化有关。
其主要考察方向如下：1．已知一定量的物质参加反应放出的热量，写出其热化学反应方程式。
例1、将0.3mol 的气态高能燃料乙硼烷（B 2H 6）在氧气中燃烧，生成固态三氧化二硼和液态水，放出649.5kJ 热量，该反应的热化学方程式为_____________。
又已知：H 2O （g ）=H 2O（l ）；△H 2＝－44.0kJ/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 。
盖斯定律
第三节 化学反应热的计算第1课时 化学反应热的计算[目标要求] 1.理解盖斯定律的意义。
2.能用盖斯定律和热化学方程式进行有关反应热的简单计算。
一、盖斯定律 1．含义(1)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。
例如，ΔH 1、ΔH 2、ΔH 3之间有如下的关系：ΔH 1＝ΔH 2＋ΔH 3。
2．意义利用盖斯定律，可以间接地计算一些难以测定的反应热。
例如：C(s)＋12O 2(g)===CO(g)上述反应在O 2供应充分时，可燃烧生成CO 2；O 2供应不充分时，虽可生成CO ，但同时还部分生成CO 2。
因此该反应的ΔH 不易测定，但是下述两个反应的ΔH 却可以直接测得：(1)C(s)＋O 2(g)===CO 2(g)ΔH 1＝－393.5 kJ·mol －1(2)CO(g)＋12O 2(g)===CO 2(g)ΔH 2＝－283.0 kJ·mol －1根据盖斯定律，就可以计算出欲求反应的ΔH 。
分析上述两个反应的关系，即知：ΔH ＝ΔH 1－ΔH 2。
则C(s)与O 2(g)生成CO(g)的热化学方程式为C(s)＋12O 2(g)===CO(g) ΔH ＝－110.5kJ·mol －1。
思维拓展 热化学方程式的性质(1)热化学方程式可以进行方向改变，方向改变时，反应热数值不变，符号相反。
(2)热化学方程式中物质的化学计量数和反应热可以同时改变倍数。
(3)热化学方程式可以叠加，叠加时，物质和反应热同时叠加。
二、反应热的计算1．根据热化学方程式进行物质和反应热之间的求算例1 由氢气和氧气反应生成4.5 g 水蒸气放出60.45 kJ 的热量，则反应：2H 2(g)＋ O 2(g)===2H 2O(g)的ΔH 为( )A ．－483.6 kJ·mol －1B ．－241.8 kJ·mol －1C ．－120.6 kJ·mol －1D ．＋241.8 kJ·mol －12．利用燃烧热数据，求算燃烧反应中的其它物理量例2甲烷的燃烧热ΔH＝－890.3 kJ·mol－11 kg CH4在25℃，101 kPa时充分燃烧生成液态水放出的热量约为()A．－5.56×104 kJ·mol－1B．5.56×104 kJ·mol－1C．5.56×104 kJ D．－5.56×104 kJ3．利用盖斯定律的计算例3已知下列热化学方程式：①Fe2O3(s)＋3CO(g)===2Fe(s)＋3CO2(g)ΔH1＝－26.7 kJ·mol－1②3Fe2O3(s)＋CO(g)===2Fe3O4(s)＋CO2(g)ΔH2＝－50.75 kJ·mol－1③Fe3O4(s)＋CO(g)===3FeO(s)＋CO2(g)ΔH3＝－36.5 kJ·mol－1则反应FeO(s)＋CO(g)===Fe(s)＋CO2(g)的焓变为()A．＋7.28 kJ·mol－1B．－7.28 kJ·mol－1C．＋43.68 kJ·mol－1D．－43.68 kJ·mol－1知识点一盖斯定律及应用1．运用盖斯定律解答问题通常有两种方法：其一，虚拟路径法：如C(s)＋O2(g)===CO2(g)，可设置如下：ΔH1＝ΔH2＋ΔH3其二：加合(或叠加)法：即运用所给方程式就可通过加减的方法得到新化学方程式。
高二化学--盖斯定律及应用
[创设情境]：能量是守恒的，在复杂化学反应中，从反应物出发得到生成物的途径往往并不唯一，那么不同的反应途径是不是消耗的能量就有多有少呢？ [学习任务]：通过实验我们发现，化学反应的反应热与反应的途径无关，只与反应的始末状态有关。
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 相同。
换句话说，化学反应的反应热只与 有关，而与反应的途径无关。
2．盖斯定律直观化：参照图1尝试填写图2的表格： △H1、△H2、△H3 三种之间的关系如何？找出能量守恒的等量的关系3． 利用盖斯定律计算反应热：【例1】试利用298K 时下列反应焓变的实验数据，计算在此温度下C(s)+21O2 (g)＝CO(g)的反应焓变？ 反应３C(s)+ O2 (g)＝CO2(g) △H1＝－393.5 kJ·mol -1 反应１CO(g)+ 21O2 (g)＝CO2(g) △H2＝－283.0 kJ·mol -1 反应２ 方法1：以盖斯定律原理求解， 以给出的反应为基准（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 方法2：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CO(g),（3） 总共经历了两个反应 C→CO2→CO。
（4） 也就说C→CO 的焓变为C→CO2； CO2→CO 之和。
注意：CO→CO2 焓变就是△H2 那 CO2→CO 焓变就是 —△H2 方法3：利用方程组求解（1） 找出头尾 ：同上 （2） 找出中间产物 ：CO2（3） 利用方程组消去中间产物：反应1 + （－反应2）＝ 反应 3 （4） 列式：△H1—△H2 = △H3∴△H 3＝△H1 －△H2＝－393.5 kJ/mol －(－283.0 kJ/mol)＝－110.5 kJ/mol 【例2】根据下列热化学方程式分析，C(s)的燃烧热△H 等于 （ ） C(s) + H2O(l) === CO(g) + H2(g) △H1 ＝＋175.3k J·mol—1 2CO(g) + O2(g) == 2CO2(g) △H2＝—566.0 k J·mol—1 2H2(g) + O2(g) == 2H2O(l) △H3＝—571.6 k J·mol—1 A. △H1 + △H2 —△H3 B.2△H1 + △H2 + △H3 C. △H1 + △H2/2 + △H3 D. △H1 + △H2/2 + △H3/2 【练习1】已知氟化氢气体中有平衡关系： 2H3F33H2F2 △H1= a kJ·mol—1 H2F2 2HF △H2= b kJ·mol—1 已知a 、b 均大于0；则可推测反应：H3F33HF 的△H3为（ D ） （a + b ） kJ·mol—1 B.（a — b ）kJ·mol—1C.（a + 3b ）kJ ·mol—1D.（0.5a + 1.5b ）kJ·mol—1 【练习2】(2005广东22·4) 由金红石(TiO2)制取单质Ti ，涉及到的步骤为： TiO2TiCl4−−−−→−ArC /800/0镁Ti 已知：① C (s )＋O2(g )＝CO2(g ) ∆H 1 ＝-393.5 kJ·mol -1 ② 2CO (g )＋O2(g )＝2CO2(g ) ∆H 2 ＝-566 kJ·mol -1 ③ TiO2(s )＋2Cl2(g )＝TiCl4(s )＋O2(g ) ∆H 3＝+141 kJ·mol -1则TiO2(s )＋2Cl2(g )＋2C (s )＝TiCl4(s )＋2CO (g )的∆H ＝ [本节知识体系]：[自主检测]（一）基础知识——必会题1．考点：盖斯定律及其应用 (1).盖斯定律的涵义：化学反应的反应热只与反应的 (各反应物)和 (各生成物)有关，而与反应的 无关。
盖斯定律
图１图２ＡＢＣＢＡＣ△H1△H1△H2△H2△H3△H3第三节化学反应热的计算第一课时【学习目标】: 1. 理解盖斯定律的涵义，2．能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。
【重、难点】: 盖斯定律的应用【复习】：1、什么叫热化学方程式？2、H2(g)+1/2O2(g)==H2O(g) △H1= －241.8kJ/mol 那么，H2的燃烧热△H应该是多少？（已知：H2O(g)==H2O(l) △H2= －44kJ/mol）【知识疏理】：在化学研究和生产应用中，往往要通过实验测定一些物质反应的反应热，但并不是所有反应都能准确的测定出反应热。
因为有些反应进行的很慢，有些反应不易直接发生，有些反应的产品不纯，这只能通过化学计算的方式间接获得。
例如能否直接测出这个反应的反应热：C(s)+1/2O2(g)==CO(g) ΔH=?因很难控制使其只生成CO而无CO2，因此不能直接测出ΔH。
这就必须学习新的知识来解决。
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）5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。
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。
【高中化学】盖斯定律 化学反应及其能量变化复习
【高中化学】盖斯定律化学反应及其能量变化复习一. 教学内容：盖斯定律反应及其能量变化二. 教学目标1. 了解反应的途径、反应体系。
2. 从能量守恒定律角度理解盖斯定律。
3. 复习回顾反应热及其相关。
三. 教学重点、难点难点：反应热的有关计算四. 知识分析（一）盖斯定律：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。
应用盖斯定律可以间接地计算出反应热。
说明：1. 化学反应不管是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。
如果一个反应可以分几步完成，则各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。
（二）化学反应及其能量变化复习：说明：1. 反应热：在化学反应过程中所释放或吸收的能量都可以用热量（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/mol当△H为“＋”或△H>０时，为吸热反应。
2. 中和热和燃烧热：燃烧热：在25℃、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。
一般情况下，完全燃烧时，一般情况C生成CO2；H生成水；S生成SO2。
中和热、燃烧热的单位一般用kJ／mol表示。
3. 热化学方程式：能表示参加反应的物质的量和反应热的关系的化学方程式。
书写热化学方程式时要注意以下几点：状态、物质的量、反应热的单位及符号、条件等。
4. 反应热和中和热的测定：中和热的测定时同样要注意保温、隔热，要用强酸与强碱的稀溶液在室温下进行，测量温度时一定要读出最高点时的温度，计算时要将测量的热量换算成生成1mol水时所放出的能量。
5. 反应热的计算：燃烧热的计算：一定量的可燃物燃烧放出的总热量＝燃烧热×可燃物的物质的量。
【典型例题例1. 按照盖斯定律，结合下列反应方程式，回答问题。
已知：（2）NH3（g）＋H2O（l）＝NH3?H2O（aq）△H＝－35.1kJ?mol－1（4）NH3（aq）＋ HCl（aq）＝ NH4Cl（aq）△H＝－52.3kJ?mol－1则第（5）个方程式中的反应热是解析：根据盖斯定律：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。
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。
“盖斯定律”知识解读
“盖斯定律”知识解读作者：李清
来源：《中学化学》2019年第10期
“盖斯定律”是热化学的重要定律，也是各类考试考查的重点。
现对其进行多角度分析，希望对复习有所帮助。
一、盖斯定律的内容
对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应热相同。
即：化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
如图1所示，始态和终态相同，反应的途径有三种，则△H=△H1+△H2=△H3+△H4+△H5。
二、盖斯定律的应用
一是应用盖斯定律计算反应热;二是应用盖斯定律判断有关反应热之间的关系;三是应用盖斯定律书写热化学方程式。
三、应用盖斯定律时的注意事项
一是将热化学方程式乘以某一个数时，反应热也必须乘上该数;二是将热化学方程式相加减时，反应热也必须相加减;三是将一个热化学方程式颠倒时，△日的“+”、“一”随之改变，但数值不变。
四、有關盖斯定律的典例赏析
1.利用已知的反应热计算未知的反应热△H
例1火箭推进器常以联氨（N2H4）为燃料，过氧化氢为助燃剂。
已知下列热化学方程式：。
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：____________________________________________________________________________________________。
高中化学盖斯定律
A
B
ΔH2
_Δ__H_1_=_-_Δ_H__2 _ Δ_H__=_Δ_H__1_+_Δ_H__2 _
特别提醒 ①应注意区分在热化学方程式中哪些物质需要保留， 哪些物质需要约减，可用不同符号作好标记，然后进行加减。
叠加时应遵循数学的运算规则，当需要将某一热化学方程式同 乘以某一化学计量数时，各物质前的化学计量数和ΔH需同乘以
A．Ba2+(aq) + SO42-(aq) ＝ BaSO4(s) △H ＝ －0.72 kJ/ mol B．Ba2+(aq) + SO42-(aq) ＝ BaSO4(s) △H ＝ －2.92 kJ/ mol C．Ba2+(aq) + SO42-(aq) ＝ BaSO4(s) △H ＝ －18.0 kJ/ mol D．Ba2+(aq) + SO42-(aq) ＝ BaSO4(s) △H ＝ －73.0 kJ/ mol
ΔH=（Q1-Q2） kJ/mol>0,因此, Q1>Q2 答案 A
【2】 （如皋市10届高三综合测试）向足量H2SO4溶液中加入 100mL 0.4 mol/LBa(OH)2溶液，放出的热量是。如果向足量 Ba(OH)2溶液中加入100mL 0.4 mol/LHCl溶液时，放出的热量是。 则Na2SO4溶液与BaCl2溶液反应的热化学方程式为（ ）
Cu（s）+2H+（aq）=Cu2+（aq）+H2（g) △H=64.39kJ·mol-1
2H2O2（l）=2H2O（l）+O2（g） △H=-196.46kJ·mol-1
H2（g）+1/2O2（g）=H2O（l）
△H=-285.84kJ·mol-1
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（4）用活性炭还原法也可以处理氮氧化物。向某密闭容器中加入一定量的活性炭和NO，发生反应：C(s) +2NO(g) N2(g) + CO2(g) ΔH。在T1℃时，反应进行到不同时间测得各物质的浓度如下：
C.根据③Sn(s，灰) Sn(s，白)△H3=+2．1 kJ·mol-1，焓变大于0，所以灰锡转为白锡的反应是吸热反应，白锡转为灰锡的反应是放热反应，C项正确；
D．一定条件下，气态原子生成1molH-X键放出akJ能量，则该条件下△H2=+akJ/mol
6．下列说法正确的是（）
A．由“C(石墨)=C(金刚石) ΔH= +1.9kJ·mol-1”可知，金刚石比石墨稳定
B．500℃、30M Pa下，将0.5 mol N2和1.5 mol H2置于密闭容器中充分反应生成NH3(g)，放热19.3 kJ，其热化学方程式为：N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g) ΔH=－38.6kJ·mol-1
C．过程Ⅰ、过程Ⅱ均为放热过程
D．过程Ⅲ只生成了极性共价键
2．灰锡（以粉末状存在）和白锡是锡的两种同素异形体。已知：
①Sn（s，白）+2HCl（aq）=SnCl2（aq）+H2（g）△H1
②Sn（s，灰）+2HCl（aq）=SnCl2（aq）+H2（g）△H2
③Sn（s，灰） Sn（s，白）△H3=+2.1kJ•mol-1
A．气态水转化为液态水放出热量，则△H5＜0，故A错误；
B．氢氧化钙生成氧化钙固体和水蒸气，与液态水和氧化钙反应生成氢氧化钙不是可逆的过程，水蒸气变成液态水会放出热量，△H1+△H2≠0，故B错误；
C．②CaO（s）+H2O（l）=Ca（OH）2（s）、④CaO（s）=CaO（s），②+④不能得到510℃时Ca（OH）2（s），则△H3≠△H4+△H2，故C错误；
②30min后，只改变某一条件，根据上表的数据判断改变的条件可能是_______（填序号）；
A．加入一定量的活性炭B．恒温恒压充入氩气
C．适当缩小容器的体积D．加入合适的催化剂
③若30min后升高温度至T2℃，达到平衡时，容器中NO、N2、CO2的浓度之比为5:3:3，则和原平衡相比，NO的转化率_____________（填“升高”或“降低”）,ΔH_______0（填“﹥”、“﹤”或“=”）。
【详解】
A．△H1代表的是HX气体从溶液中逸出的过程，因为HF气体溶于水放热，则HF气体溶于水的逆过程吸热，即HF的△H1＞0，故A错误；
B．由于HCl比HBr稳定，所以相同条件下HCl的△H2比HBr的大，故B错误；
C．△H3+△H4代表H(g)→H(aq)的焓变，与是HCl的还是HI的无关，故C错误；
热化学方程式
平衡常数
①
2NO2(g)+NaCl(s) NaNO3(s)+NOCl(g) ΔH1
K1
②
4NO2(g)+2NaCl(s) 2NaNO3(s)+2NO(g)+Cl2(g) ΔH2
K2
③
2NO(g)+Cl2(g) 2NOCl(g) ΔH3
K3
ΔH1、ΔH2、ΔH3之间的关系为ΔH3＝___________；K1、K2、K3的关系为K3＝____________。
D．过程III中CO、氢氧原子团和H原子形成了CO2、水和H2，H2中的化学键为非极性键，故D错误；
故答案选A。
2．D
【解析】
【详解】
A、根据③：Sn（s，灰） Sn（s，白）△H3=+2.1kJ•mol-1，则②-①=③，所以△H2-△H1=△H3＞0，所以△H1＜△H2，故A错误；
B、根据③：Sn（s，灰） Sn（s，白）△H3=+2.1kJ•mol-1，则锡在常温下以白锡状态存在，故B错误；
②Sn(s、灰)＋2HCl(aq)=SnCl2(aq)＋H2(g) ΔH2
③Sn(s、灰) Sn(s、白) ΔH3=＋2.1kJ/mol，下列说法不正确的是（）
A．灰锡与白锡互为同素异形体
B．锡在常温下以白锡状态存在
C．白锡转化为灰锡的反应是放热反应
D．ΔH1﹥ΔH2
8．证据推理与模型认知是化学学科的核心素养之一。下列事实与相应定律或原理不相符的是（）
高中化学复习知识点：盖斯定律理解
一、单选题
1．我国科学家使用双功能催化剂（能吸附不同粒子）催化水煤气变换反应：CO（g）+H2O（g）═CO2（g）+H2（g）△H＜0．在低温下获得高转化率与高反应速率。反应过程示意图如图：下列说法正确的是
A．图示显示：起始时的2个H2O最终都参与了反应
B．使用催化剂降低了水煤气变换反应的△H
【解析】
【分析】
A．根据△H1代表的是HX气体从溶液中逸出的过程分析判断；
B．根据△H2代表的是HX的分解过程，结合HCl的HBr稳定性分析判断；
C．根据△H3+△H4代表H(g)→H(aq)的焓变分析判断；
D．一定条件下，气态原子生成1molH-X键放出akJ能量，则断开1molH-X键形成气态原子吸收akJ的能量，据此分析判断。
12．氢气燃烧生成液态水的热化学方程式是2H2(g)＋O2(g)===2H2O(1) ΔH＝－572 kJ·mol－1。请回答下列问题：
(1)生成物能量总和________(填“大于”“小于”或“等于”)反应物能量总和。
(2)若2 mol氢气燃烧生成水蒸气，则放出的热量________(填“大于”“小于”或“等于”)572 kJ。
C．亚硝酸钠有强的氧化性，可起到杀菌消毒的作用，香肠中可以加少量的亚硝酸钠以保持肉质新鲜，注意加入的量必须适量，否则会影响人的健康，故C正确；
D．铁粉无法吸水，为抗氧化剂，不是干燥剂，故D错误；
答案选C。
【点睛】
选择食品添加剂时，要根据物质的性质适量的添加，否则有些添加剂过量，会造成身体的危害。
5．D
C、根据③：Sn（s，灰） Sn（s，白）△H3=+2.1kJ•mol-1，焓变大于0，所以灰锡转为白锡的反应是吸热反应，故C错误；
D、根据③：Sn（s，灰） Sn（s，白）△H3=+2.1kJ•mol-1，当温度低于13.2℃的环境时，会自行毁坏，故D正确。
故选：D。
3．D
【解析】
【分析】
【详解】
C．醋酸是弱酸，在水溶液中没有完全电离，醋酸电离时吸热，所以1molCH3COOH与1molNaOH溶液反应放热少于强酸，故C正确；
D．一定条件下，反应热与平衡移动无关，与化学计量数与物质的状态有关，故D错误；
故答案选C。
7．D
【解析】
【详解】
A.灰锡与白锡都是锡的单质，互为同素异形体，A项正确；
B.根据③Sn(s，灰) Sn(s，白)，室温大于13.2℃，物质转变为白锡，B项正确；
A．向漂白液中加入少量稀硫酸能增强漂白液的漂白效果——元素周期律
B．常温常压下，1体积CH4完全燃烧消耗2体积O2——阿伏加德罗定律
C．向Fe(SCN)3溶液中加入少量KSCN固体，溶液颜色加深——勒夏特列原理
D．通过测量C、CO的燃烧热来间接计算2C(s)+O2(g)=2CO(g)的反应热——盖斯定律
9．下列实验结果不能作为相应定律或原理的证据是
A
B
C
D
勒夏特列原理
元素周期律
盖斯定律
阿伏加德罗定律
实
验
方
案
结果
左球气体颜色加深
右球气体颜色变浅
烧瓶中冒气泡，
试管中出现浑浊
测得ΔH为ΔH1、ΔH2的和
H2与O2的体积比约为2︰1
A．AB．BC．CD．D
二、多选题
10．“氯化反应”一般指将氯元素引入化合物中的反应，一般包括置换氯化、加成氯化和氧化氯化。已知在制“氯乙烯反应”中，HC≡CH (g)+HCl(g) CH2=CHCl(g)的反应机理如图所示：
(3)H2的标准燃烧热ΔH＝________。
(4)反应2H2＋O2 2H2O的能量变化如图所示。
已知拆开1 mol H2、1 molO2和1 mol H—O中的化学键分别需要消耗436 kJ、496 kJ和463 kJ的能量。
则反应过程(Ⅱ)________(填“吸收”或“放出”)________kJ。
（1）机动车排放的尾气中主要污染物为NOx，可用 CH4催化还原 NOx以消除其污染。298 K时，1.0 g CH4(g)与足量的NO气体完全反应生成N2、CO2和H2O(g)，放出72. 5 kJ的热量。该反应的热化学方程式为_______________。
（2）氮氧化物与悬浮大气中的海盐粒子相互作用会生成NOCl，涉及的相关反应有：
下列说法正确的是
A．碳碳叁键的键能：M1小于CH≡CH
B．由题图可知M2→M3的变化过程是热能转变成化学能的过程
C．该氯乙烯反应的总反应速率取决于M2→M3的反应速率
D．HgCl2是“氯化反应”的催化剂，不会参与反应的过程
三、综合题
11．十九大报告提出了“积极参与全球环境治理，落实减排承诺”。其中氮的化合物的处理和利用是环境科学研究的热点。
C．在稀溶液中：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l) ΔH= -57.3kJ·mol-1，若将含1mol CH3COOH与含1mol NaOH的溶液混合，放出的热量小于57.3kJ