高考总复习热化学方程式和反应热的计算
【考试目标】
1．了解热化学方程式的含义，能正确书写热化学方程式。
2．理解盖斯定律，并能运用盖斯定律进行有关反应焓变的简单计算。
【考点梳理】
要点一、热化学方程式
1．定义：表示参加反应物质的量与反应热关系的化学方程式，叫做热化学方程式。
要点诠释：热化学方程式既体现化学反应的物质变化，同时又体现反应的能量变化，还体现了参加反应的反应物的物质的量与反应热关系。如：
H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)；ΔH1=-241.8kJ/mol
2H2(g)+ O2(g)=2H2O(g)；ΔH2=-483.6kJ/mol
H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)；ΔH3=-285.8kJ/mol
2H2(g)+ O2(g)=2H2O(l)；ΔH4=-571.6kJ/mol
2．书写热化学方程式的注意事项：
(1)需注明反应的温度和压强；因反应的温度和压强不同时，其△H不同。不注明的指101kPa 和25℃时的数据。
(2) 要注明反应物和生成物的状态（不同状态，物质中贮存的能量不同）。
如：H2 (g)+1
2
O2 (g)==H2O (g)；ΔH=－241.8 kJ／mol
H2 (g)+1
2
O2 (g)==H2O (1) ；ΔH=－285.8 kJ／mol
(3)热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个数，表示物质的量，它可以是整数也可以是分数。对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其ΔH成比例变化。
如：H2 (g)+Cl2 (g)==2HCl (g) ；ΔH=－184.6 kJ／mol
1 2H
2 (g)+
1
2
Cl2 (g)==HCl (g)；ΔH=－92.3 kJ／mol
(4)△H的单位kJ/mol，表示每mol反应所吸放热量，△H和相应的计量数要对应。
(5)比较△H大小时要带着“﹢”、“﹣”进行比较。
(6)表示反应已完成的热量，可逆反应N2(g) +3H2(g) 2NH3 (g)；△H=- 92.4kJ/mol，是指当1molN2(g)和3molH2(g)完全反应，生成2 mol NH3(g)时放出的热量92.4kJ；2 mol NH3(g)分解生成1molN2(g)和3molH2(g)时吸收热量92.4kJ，即逆反应的△H=+92.4kJ/mol。
３．热化学方程式与化学方程式的比较：
化学方程式热化学方程式
要点二、盖斯定律和反应热的计算。
1.盖斯定律的定义
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。即化学反应的反应热与反应途径无关，只与反应体系的始态和终态有关。
2.反应热的计算
（1）．根据反应物和生成物的总能量计算
△H＝生成物的总能量－反应物的总能量
（2）．根据键能计算
ΔH=反应物键能总和―生成物键能总和
（3）．利用热化学方程式进行相关量的求解
先写出热化学方程式，再根据热化学方程式所体现的物质之间、物质与反应热之间的关系直接求算物质的量或反应热。
（4）．燃烧热和中和热的计算
①燃烧热：Q放=n（可燃物）×ΔH C
n（可燃物）为可燃物的物质的量，ΔH C为该可燃物的燃烧热
②中和热：Q放=n（H2O）×ΔH C＇
n（H2O）为生成水的物质的量，ΔH C＇为中和热
（5）．利用盖斯定律求反应热
（1）设计合理的反应途径。
（2）适当加减已知的热化学方程式，得出待求的热化学方程式，反应热也要进行相应的加减运算，从而得出待求热化学方程式的反应热。
（3）在进行反应热的计算时，要注意反应热的符号以及反应热与方程式中化学计量数间的比例关系。
（6）．混合物燃烧放热求比例问题
可用常规的列方程组法，也可采用十字交叉法。
【典型例题】
类型一：热化学方程式的意义及书写
例1、火箭推进器中盛有强还原剂液态肼(N2H4)和强氧化剂液态双氧水．当它们混合反应时，即产生大量氮气和水蒸气，并放出大量热．已知0.4 mol液态肼与足量液态双氧水反应，生成氮气和水蒸气，放出256.652 kJ的热量。