5盖斯定律的应用

利用盖斯定律计算反应热的方法【原创实用版3篇】目录（篇1）1.盖斯定律的定义与原理2.利用盖斯定律计算反应热的方法3.反应热的计算实例4.盖斯定律在反应热计算中的应用优势5.总结正文（篇1）一、盖斯定律的定义与原理盖斯定律是热力学的基本定律之一，它阐述了化学反应的热效应与反应的途径无关，只取决于反应物和生成物的总能量差。

这个定律可以简单地表述为：一个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。

二、利用盖斯定律计算反应热的方法利用盖斯定律计算反应热的方法主要分为以下几个步骤：1.确定反应物和生成物的能量状态：根据反应方程式，确定反应物和生成物的能量状态，通常用 H（焓）表示。

2.计算反应物和生成物的能量差：根据能量状态，计算反应物和生成物的能量差，即ΔH。

3.应用盖斯定律：根据盖斯定律，反应热（ΔH）只与反应物和生成物的总能量差有关，而与反应的途径无关。

因此，可以根据反应物和生成物的能量差计算出反应热。

三、反应热的计算实例以反应 2NO2（g）→2NO（g）+O2（g）为例，根据反应方程式，反应物 NO2 的能量状态为 H1，生成物 NO 的能量状态为 H2，生成物 O2 的能量状态为 H3。

假设 H1 为 -113.0kJ/mol，H2 为 -33.0kJ/mol，H3 为0kJ/mol，则反应热ΔH 为：ΔH = H1 - (H2 + H3) = -113.0kJ/mol - (-33.0kJ/mol + 0kJ/mol) = -80.0kJ/mol。

四、盖斯定律在反应热计算中的应用优势盖斯定律在反应热计算中的应用优势主要体现在以下几点：1.可以简化反应热的计算过程：利用盖斯定律，只需计算反应物和生成物的能量差，就可以得到反应热，避免了复杂的热化学方程式计算。

2.可以用于难以直接测量反应热的情况：有些反应的热效应难以直接通过实验测量，利用盖斯定律可以方便地计算出反应热。

3.可以用于预测未知反应的热效应：当反应物和生成物的能量状态已知时，可以利用盖斯定律预测未知反应的热效应。

盖斯定律的原理及应用1. 引言盖斯定律是流体力学中的基本定律之一，描述了管道中流体的流动行为。

它由爱尔兰工程师亨利·盖斯于1799年提出，是流体力学领域中的重要原理。

本文将介绍盖斯定律的基本原理以及其在实际应用中的作用。

2. 盖斯定律的原理盖斯定律表述了液体或气体通过管道时的流量与压力之间的关系。

根据盖斯定律，管道内流体的流量Q与压力差△P之间呈线性关系。

具体可以用以下公式表示：Q = kA△P其中，Q表示流量，A表示管道的横截面积，△P表示压力差，k 为比例常数。

该公式可以简化为Q ∝△P。

盖斯定律的基本原理可以通过流体的动量守恒和能量守恒来推导。

根据动量守恒定律，流体在管道中的动量变化等于施加在其上的力乘以时间。

而根据能量守恒定律，单位时间内流过管道某一截面的功率等于管道前后的压力差。

基于这两个定律，可以推导出盖斯定律的数学表达式。

3. 盖斯定律的应用盖斯定律在很多实际应用中起着重要作用，以下列举几个常见的应用场景：3.1 水管系统的设计在设计水管系统时，盖斯定律可以用于确定不同管段的管径。

通过测量进水口和出水口处的压力差，可以根据盖斯定律计算出流量，然后根据流量要求确定相应的管径。

这有助于确保水流的稳定性和高效性。

3.2 汽车制动系统盖斯定律在汽车制动系统中有广泛应用。

制动系统中的刹车片通过液压系统施加力来减速汽车。

根据盖斯定律，当刹车踏板施加的力增大时，液压系统中的压力增加，从而提高了制动力。

这使得汽车的制动更加可控和安全。

3.3 喷气发动机的燃烧室设计盖斯定律在喷气发动机的燃烧室设计中也起着重要作用。

喷气发动机中的燃油通过喷射和燃烧产生高温高压的气体，从而产生推力。

盖斯定律可以用于确定燃烧室中燃气的流动速度和压力分布，有助于提高燃烧效率和推力。

3.4 水力发电站的设计盖斯定律在水力发电站的设计中也有重要应用。

水力发电利用水流的动能来驱动发电机，产生电能。

通过应用盖斯定律，可以计算出水流的流量和压力，从而设计合适的水轮机和水管系统，以提高发电效率。

盖斯定律的例题及解析盖斯定律的例题及解析引言：盖斯定律，又被称为95／5定律，是指在许多事物中，相对较少的因素或个体对结果的影响最为显著。

这一定律在很多领域都有应用，尤其在经济学、商业管理和社会科学中被广泛运用。

在本文中，我们将通过几个例题深入探讨盖斯定律，并解析相关的概念和原理。

第一部分：盖斯定律的例子1. 企业中的盖斯定律假设在一家企业中，只有5%的员工占据了整个企业利润的95%。

这意味着少数高效能的员工对企业的利润贡献最大。

例如，销售团队中，只有少数销售人员创造了绝大部分的销售额。

此例子展示了盖斯定律在组织内的应用，即少数关键个体对整个组织的影响最为显著。

2. 人口统计中的盖斯定律在人口统计中，盖斯定律也可以得到验证。

例如，在世界范围内，只有5%的人口拥有了95%的财富。

这表明，富裕资源的分配非常不平等。

盖斯定律在人群中的应用，展示了少数人对整个社会或群体的影响力远大于其它大多数。

第二部分：解析盖斯定律的概念和原理1. 基于深度和广度的评估通过对盖斯定律的例子进行评估，我们可以发现这一法则的深度和广度。

盖斯定律强调了少数重要因素或个体对结果的巨大影响，因此可以说具有较大的深度。

而在不同的领域，无论是企业中的盈利、人口的财富分布，还是其他方面的现象，盖斯定律都有着普遍的适用性，这体现了它的广度。

2. 由简到繁、由浅入深的讨论为了更好地理解盖斯定律，我们可以从简单的例子开始，比如企业中的影响力分配或财富分布，逐渐深入探讨更广泛的应用领域，如产品市场份额的分布、人口文化的传播等。

这种由简到繁、由浅入深的探讨方式可以帮助我们更全面地理解盖斯定律，并将其应用到更多的实际问题中。

第三部分：总结和回顾通过对盖斯定律的讨论，我们可以得出以下几个总结和回顾性的内容：1. 盖斯定律强调少数因素或个体对结果的显著影响，这种不平衡的分布在许多领域都有普遍存在。

2. 盖斯定律的深度和广度使其成为一个强有力的理论框架，可以用于解释和预测各种现象。

（五）盖斯定律专题１。

在２５℃、１０１ｋPa条件下，Ｃ(s）、Ｈ2(g）、CH3COOＨ(l)得燃烧热ΔH分别为-393、5 kJ·mol－1、－２8５、8 ｋJ·mol-1、－８7０、3 kJ·ｍｏl—1,则2Ｃ（s）＋２H２（ｇ）+Ｏ2（g）===CＨ３CＯOＨ（l)得反应热为（）A．－488、3 ｋJ·ｍoｌ－1 B。

＋4８8、3 ｋJ·ｍol—1 C.—１91 ｋＪ·mｏl—1Ｄ.＋191 ｋJ·ｍol-12.天然气燃烧不完全会产生有毒气体CＯ,又知CO与CＨ4燃烧得热化学方程式分别为2CO（g）＋O2（g）＝＝=2ＣO2(ｇ）ΔH=－5６6 ｋJ·ｍoｌ－1CＨ４(g）+２O2（g)＝==ＣO2（g）+2Ｈ2O（l）ΔＨ＝－8９0 kJ·ｍｏl－1又知由1 mol H２与O２反应生成液态H2O比生成气态H2O多放出44 kＪ得热量。

则下列热化学方程式正确得就是（）A。

２ＣH４(g）＋＼f(7,2）O2(g)===ＣＯ２（g)+ＣO（g)＋４Ｈ2O(l）ΔH＝—１２14 kJ·m ｏl－1B.2CH4（ｇ）+错误!O2（g）===ＣＯ2（g)+CO（g)＋4H2O（g) ΔH=—１０38 ｋJ·ｍo ｌ－1Ｃ．３CＨ4（g)＋5O2(g）==＝CO2（g)＋2CO(g）+6H２O（ｌ) ΔH＝-1 53８ kＪ·ｍol-１D．３CＨ4（g）＋５Ｏ2(ｇ）＝＝=CO2(g）+2CO（g)＋6H２O(g）ΔH=－1 840 ｋJ·mol—1 3．已知：①ＣＨ3ＯH(g)+错误!Ｏ2(g）===CＯ２（g）+2Ｈ2O(g）ΔＨ=-a kJ·mol－１②CH４（ｇ)＋2Ｏ2（g)===CＯ2（g)＋2H2Ｏ（g）ΔH=-b kＪ·ｍol－1③ＣＨ4（g)+2O2(g)==＝CO2（ｇ)＋２H2O(l）ΔH=—ｃ kＪ·ｍol－１则下列叙述正确得就是( )A．由上述热化学方程式可知b>cB。

（2）2Ag(s) + 1/2O2（g）＝Ag2O(s) ，∆H＝ -25kJ·mol-1
则 Zn（s）+ Ag2O(s)＝ZnO(s)+ 2Ag(s)的 ∆H 等于（ ） A．-375kJ·mol-1 B．-325kJ·mol-1 C．+375kJ·mol-1 D． +325kJ·mol-1
1 / 21
程如下： 太阳能
① mCeO2 ===(m − x)CeO2 ⋅ xCe + xO2 ℃ 900
② (m − x)CeO2 ⋅ xCe + xH2O + xCO2 === mCeO2 + xH2 + xCO
下列说法不正确的是( )
A.该过程中 CeO2 没有消耗
B.该过程实现了太阳能向化学能的转化
C.下图中 ∆H1 = ∆H2 + ∆H3
C. N2H4 (g) +2H2O2 (l)
＝－ N2 (g) & mol－1
D. N2H4 (g)＋2H2O2 (l)
＝－ N2 (g) +4H2O(g) ； ∆H 817.63 kJ ⋅ mol－1
9.已知:2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) ΔH=-566kJ/mol,N2(g)+O2(g)=2NO(g) ΔH=+180kJ/mol, 则 2CO(g)+2NO(g)=N2(g)+2CO2(g)的 ΔH 是( )
=
3 2
( ∆H1
+
∆H 2
−
3∆H 3
)
D.
∆H 4
=
3 2
( ∆H1
−
∆H 2
−
3∆H3 )

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。

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____。

盖斯定律及应用
一、必备技能
1．盖斯定律： 不管化学反应是一步完成还是分几步完成，其总的热效应是 相同的，即反应的焓变只与体系的始态和终态有关，而与反应途 径无关。通俗地说，相关热化学方程式之间可以“加减”，随之 反应热ΔH也相应地“加减”。即在如下图所示的变化过程中，存
2．应用盖斯定律计算化学反应的焓变时，关键在于设 计反应过程，同时应注意： （1）由于△H与反应物的物质的量有关，因此热化学 方程式中化学式前面的化学计量数必须与△H相对应。如化 学计量数成倍减少或增加，则△H也要成倍的减少或成倍的 增加。
二、必备技能
【例1 】下列说法正确的是（ ） A．任何酸与碱发生中和反应生成1 mol H2O的过程中，能量变化均相同
B．同温同压下，H2 (g)+Cl2(g)= 2HCl(g)在光照和点燃条件下的△H不同
【解析】 只有在稀溶液中，不同的强酸与强碱发生中和反应而生成 1molH2O时，能量变化相同，A错误；根据盖斯定律可知反应热
226.25 kJ。 答案 (1)2Al(s)＋Fe2O3(s)===2Fe(s)＋Al2O3(s) ΔH＝－593.1 kJ· mol－1 (2)226.25 kJ
若有17 g氨气经催化氧化完全生成一氧化氮气体和水蒸
气所放出的热量为________。
解析 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。 1 3 (1)①× 2 ＋ ② － ③× 得 ： 2Al(s) ＋ Fe2O3(s)===2Fe(s) ＋ 2 Al2O3(s) ΔH＝－593.1 kJ· mol－1 (2)(①－②)×2 ＋③×3 得： 4NH3(g) ＋ 5O2(g)===4NO(g) ＋ 6H2O(g) ΔH＝－905 kJ· mol－1 －1 905 kJ· mol 17 g 则 17 g NH3 被氧化时放出的热量＝ ＝ － × 4 17 g· mol 1

专题讲座(一)盖斯定律的应用和反应热的比较一、应用盖斯定律求焓变利用已知热化学方程式的焓变求未知反应焓变的方法：(1)确定待求反应的化学方程式。

(2)找出待求热化学方程式中各物质出现在已知方程式中的位置(是同侧还是异侧)。

(3)利用同侧相加、异侧相减进行处理。

(4)根据未知方程式中各物质的化学计量数通过乘除来调整已知反应的化学计量数，并消去中间产物。

(5)实施叠加并确定反应热的变化。

二、反应热的比较比较反应热的大小，一般从以下几个方面考虑：(1)是带“＋”“－”比较，还是不带“＋”和“－”比较。

(2)化学计量数不同，反应热不同。

如：H2(g)＋12O2(g)===H2O(l)ΔH1＝－a kJ·mol－1，2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)ΔH2＝－b kJ·mol－1，ΔH1＞ΔH2，a＜b。

(3)同一反应中物质的聚集状态不同，反应热数值大小也不同。

①同一反应生成物状态不同时：A(g)＋B(g)===C(g)ΔH1＜0，A(g)＋B(g)===C(l)ΔH2＜0，C(g)===C(l)ΔH3＜0，因为ΔH3＝ΔH2－ΔH1，所以ΔH2＜ΔH1。

②同一反应反应物状态不同时：S(g)＋O2(g)===SO2(g)ΔH1＜0，S(s)＋O2(g)===SO2(g)ΔH2＜0，S(g)===S(s)ΔH3＜0，ΔH2＋ΔH3＝ΔH1，所以ΔH1＜ΔH2。

(4)中和热为稀溶液中强酸和强碱生成1 mol H2O时的反应热。

但当酸为浓硫酸时，由于浓硫酸溶解放热，此时生成1 mol H2O放出热量大于57.3 kJ。

若是NH3·H2O等弱碱，生成1 mol H2O放出的热量小于57.3 kJ。

(5)对于可逆反应，如3H(g)＋N2(g)2NH3(g)ΔH＝－92.2kJ·mol－1，是指生成2 mol NH3(g)时放出92.2 kJ的热量，而不是3 mol H2(g)和1 mol N2(g)混合在一定条件下反应就可放出92.2 kJ的热量，实际3 mol H2(g)和1 mol N2(g)混合在一定条件下反应放出的热量小于92.2 kJ，因为该反应的反应物不能完全转化为生成物。

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/mol H 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 。

重要影响。
对可逆过程的依赖性
总结词
盖斯定律的应用依赖于可逆过程，但实 际反应往往难以达到可逆状态。
VS
详细描述
盖斯定律仅适用于可逆过程，但在实际反 应中，由于各种因素的限制，如反应动力 学、热力学ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ化学平衡等，反应很难完全 达到可逆状态。因此，在应用盖斯定律时 需要考虑这些因素的影响。
对热力学过程的依赖性
详细描述
盖斯定律表明，一个系统的热力学状态变化只取决于起始和 最终状态，而与变化过程中所经历的中间状态无关。这意味 着，通过不同的反应路径，可以达到相同的最终状态，这些 路径的热力学行为是等效的。
盖斯定律的发现与起源
总结词
盖斯定律由苏格兰物理学家和数学家詹姆斯·克拉克·盖斯于19世纪提出。
详细描述
盖斯定律的发展趋势与展望
盖斯定律的理论研究进展
盖斯定律基本原理的完善
随着理论物理学的发展，盖斯定律的基本原理得到进一 步明确和阐述，为相关领域的研究提供更坚实的理论基 础。
盖斯定律与其他理论的融合
盖斯定律与热力学、统计力学等理论相互渗透，形成更 广泛的理论体系，推动相关领域的发展。
盖斯定律在交叉学科中的应用
要点二
详细描述
盖斯定律在多个领域中具有重要意义。在化学反应计算中 ，盖斯定律可以用于计算不同反应路径的能量变化，有助 于理解化学反应的本质和过程。在能源利用方面，盖斯定 律有助于优化能源转换过程，提高能源利用效率。此外， 在环境保护领域，盖斯定律可以帮助我们更好地理解和控 制环境污染物的生成和转化过程。
总结词
盖斯定律的应用受到热力学过程的限制，不 适用于非热力学平衡过程。
详细描述
盖斯定律适用于等温、等压或绝热过程，但 不适用于非热力学平衡过程。在非平衡过程 中，化学反应的热效应不仅与反应途径有关 ，还与反应条件有关。因此，在应用盖斯定 律时需要确保所研究的反应过程符合热力学 的基本原理。

反应热间的关系 ΔH1＝aΔH2 ΔH1＝－ΔH2
ΔH＝ΔH1＋ΔH2 ＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5
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归纳总结：
推论一：若某化学反应从始态（S）到终态（L）其焓变为△H1， 而从终态（L）到始态（S）的焓变为△H 2，这两者和为０。
即△H1＋ △H 2 = ０ 推论二：若某一化学反应可分为多步进行，则其总焓变为各步反 应的焓变之和。 盖斯定律的重要意义：间接地计算某些反应的反应热
②定侧向
H2(g)＋I2(g)===2HI(g) ΔH2＝－11.0 kJ·mol－1② ③调系数
对应反应：
(g)＋I2(g)===
(g)＋2HI(g) ④求焓变
ΔH3＝__＋__8_9_.3__kJ·mol－1。 ③
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盖斯定律的应用1
新坐标P139-3
★★ 3．(1)(2018·全国卷Ⅰ，节选)已知：2N2O5(g)===2N2O4(g)＋O2(g)
高三化学备课组
盖斯定律在 ΔH 求算中的应用 ——变化观念与证据推理
盖斯定律充分体现了能量守恒定律，在近几年高考试题中出现 率 100%，难度中档。呈现形式主要是根据两个或三个已知热化学方 程式推导目标反应的热化学方程式或其 ΔH。体现了变化观念与证据 推理的化学核心素养。
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一、盖斯定律
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。体现了能量守恒定律。
△H1 < 0
(始态)S
△H1 +△H2 = 0
ΔH、ΔH1、ΔH2之间有何关系？
ΔH
A
B
ΔH1ΔH2Fra bibliotekL(终态)

简述盖斯定律的内容摘要：1.盖斯定律的定义与背景2.盖斯定律的表达式及其意义3.盖斯定律在实际应用中的例子4.盖斯定律与其他热力学定律的关系5.盖斯定律的拓展与未来发展正文：盖斯定律是热力学领域中非常重要的定律之一，它的发现者是俄国科学家盖斯。

本文将简要介绍盖斯定律的内容、表达式、实际应用及其在热力学中的地位。

一、盖斯定律的定义与背景盖斯定律，又称盖斯-亥姆霍兹定律，是指在恒定温度和压力下，气体的体积与其内能成正比。

这一定律揭示了气体内能与体积之间的关系，为热力学研究提供了基本依据。

二、盖斯定律的表达式及其意义盖斯定律可以用以下表达式表示：ΔU = nC_pΔT其中，ΔU表示内能的变化，n表示摩尔数，C_p表示定压热容，ΔT表示温度变化。

该定律的意义在于，它表明在恒定压力下，气体的内能变化仅与温度有关。

这对于研究气体在各种热力学过程中的能量变化具有重要的指导意义。

三、盖斯定律在实际应用中的例子盖斯定律在实际应用中具有广泛的应用，例如在气体输送、气体储存和气体分离等领域。

通过盖斯定律，我们可以预测气体在一定条件下的体积变化，从而为实际工程问题提供解决方案。

四、盖斯定律与其他热力学定律的关系盖斯定律与热力学第一定律和热力学第二定律密切相关。

热力学第一定律揭示了能量守恒原理，而热力学第二定律则表明热量不可能自发地从低温物体传到高温物体。

盖斯定律则是从能量守恒的角度，进一步阐述了气体内能与体积之间的关系。

五、盖斯定律的拓展与未来发展随着科学技术的不断发展，盖斯定律的应用范围将进一步拓展。

例如，在新能源开发、节能减排等领域，盖斯定律将为研究气体在各种条件下的热力学行为提供理论支持。

同时，盖斯定律的研究也将不断深入，以期为解决更多实际问题提供理论依据。

总之，盖斯定律是热力学领域中具有重要意义的基本定律。

它揭示了气体内能与体积之间的关系，并在实际应用中发挥着重要作用。

新高考化学
盖斯定律的应用及反应 热 的计算和大小比较
详细分析与深入讲解
必备知识通关
1.盖斯定律 不管化学反应是一步完成还是分几步完成,其反应热是相同的。即反应 热只与反应体系的始态和终态有关,而与反应途径无关。如:
途径一:A→B 途径二:A→C→B 则ΔH1、ΔH2、ΔH的关系为ΔH=ΔH1+ΔH2。
2.根据反应进行程度的大小比较反应焓变大小
③C(s)+ 1 O2(g) 2
④C(s)+O2(g)
CO(g) ΔH3 CO2(g) ΔH4
反应④,C完全燃烧,放热更多,|ΔH3|<|ΔH4|,但ΔH3<0,ΔH4<0,故ΔH3>ΔH4。
解题能力提升
3.根据反应物或生成物的状态比较反应焓变大小
⑤S(g)+O2(g) ⑥S(s)+O2(g) 方法一:图像法
ΔH3。则下列判断正确的是
A.ΔH2>ΔH3
B.ΔH1<ΔH3
C.ΔH1+ΔH3=ΔH2
D.ΔH1+ΔH2>ΔH3
解题能力提升
SO2(g)+2OH-(aq)
S(aq)+H2O(l) ΔH1
ClO-(aq)+SO32-(aq)
SO42-(aq)+Cl-(aq) ΔH2
CaSO4(s)
Ca2+(aq)+SO42-(aq) ΔH3
则反应SO2(g)+Ca2+(aq)+ClO-(aq)+2OH-(aq)
CaSO4(s)+H2O(l)+Cl-(aq)的ΔH=
。
解题能力提升
解析：(1)将已知热化学方程式依次编号为①、②,根据盖斯定律,由①×3+

①P4(s、白磷)+5O2(g)=P4O10(s)△H1=-2983.2 kJ/mol
②P(s、红磷)+5/4O2(g)=1/4P4O10(s) △H2= -738.5 kJ/mol
试写出白磷转化为红磷的热化学方程式 ①- 4×②：
。
P4(s、白磷)=4P(s、红磷) △= - 29.2kJ/mol
正逆反应的反应热效应数值相等，符号相反。 “+”不能省去。 思考：为什么在热化学反应方程式中通常可不 表明反应条件？
热化学方程式还可以表示理论可进行实际难进行的化学反应
练习4. 已知： ① CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) ΔH1= －283.0 kJ/mol ② H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) ΔH2= －285.8 kJ/mol ③C2H5OH(l)+ 3O2(g)=2CO2(g)+3H2O(l) ΔH3=-1370 kJ/mol 试计算④ 2CO(g)＋4H2(g)=H2O(l)＋C2H5OH(l) 的ΔH
例3：已知下列各反应的焓变
①Ca(s)+C(s,石墨)+3/2O2(g)=CaCO3(s)
△H = -1206.8 kJ/mol
②Ca(s)+1/2O2(g)=CaO(s)
△H = -635.1 kJ/mol
③C(s,石墨)+O2(g)=CO2(g)
△H = -393.5 kJ/mol
试求④CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)的焓变
△ H1 < 0
S（始态）
L（终态）
△ H2 > 0 △ H1 +△ H 2 ≡ 0
如何理解盖斯定律？

盖斯定律的例题及解析一、什么是盖斯定律盖斯定律（Gauss’s Law），也称高斯定理，是电磁学中的基本定律之一，用于描述电场的性质。

根据盖斯定律，通过任何闭合曲面的电通量等于该闭合曲面内的电荷总量除以真空电容率。

数学公式表示为：其中，S为闭合曲面，E为电场强度，dS为曲面上的面元，Q为闭合曲面内的电荷总量，ε₀为真空电容率。

二、盖斯定律的应用1. 理解电场盖斯定律可以帮助我们理解电场的分布情况。

通过计算电通量，可以确定电场是从正电荷向外发散还是向内收敛。

当闭合曲面内没有电荷时，电通量为零，表示电场无源。

而当闭合曲面内有电荷时，电通量不为零，表示电场有源。

2. 计算电场强度通过盖斯定律，可以利用已知的电荷分布计算出电场强度。

首先选择一个合适的闭合曲面，使得计算电通量相对简便。

然后根据所选曲面的形状和对称性，确定哪些面元的电通量可以直接求得。

最后，根据高斯定律公式计算出电场强度。

3. 研究电荷分布盖斯定律也可用于研究电荷的分布情况。

通过观察闭合曲面内的电通量，可以推断出曲面内的电荷分布情况。

例如，如果电通量是正的，表示闭合曲面内存在正电荷；如果电通量是负的，表示闭合曲面内存在负电荷。

通过这种方式，我们可以了解电荷在空间中的分布情况。

三、盖斯定律的例题分析1. 球形电荷分布假设有一个半径为R的均匀带电球体，其电荷密度为ρ。

求球心处的电场强度。

解析：1.选择一个球形闭合曲面，以球心为球心，半径为r（r > R）。

2.根据球对称性，球面上的所有面元的电通量都相等。

由于电场和面元的夹角为零度，电通量可直接求得。

3.根据盖斯定律公式，电通量等于在球体内的电荷总量除以真空电容率。

公式表示为:4.解方程得到电场强度E。

2. 无限长均匀带电线假设有一条无限长均匀带电线，线密度为λ。

求距离线上一点P距离为r处的电场强度。

解析：1.选择一个以点P为球心的球形闭合曲面，半径为r。

2.根据线对称性，球面上的所有面元的电通量都相等。

“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：。