下载文档原格式
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____。
必修二 专题2《化学反应与能量变更》复习一、化学反应的速度和限度 1. 化学反应速率（v ）⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变更 ⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的削减或生成物浓度的增加来表示⑶ 计算公式：v=Δc/Δt （υ：平均速率，Δc ：浓度变更，Δt ：时间）单位：mol/（L •s ）应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响：①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分化学反应速率 意义：衡量化学反应快慢物理量 表达式：v = △c/△t 【单位：mol/(L ·min)或mol/(L ·s) 】 简洁计算：同一化学反应中各物质的反应速率之比等于各物质的化学计量数之比，也等于各物质的浓度变更量之比 影响因素 内因：反应物的结构的性质 外因 浓度：增大反应物的浓度可以增大加快反应速率；反之减小速率 温度：上升温度，可以增大化学反应速率；反之减小速率 催化剂：运用催化剂可以改变更学反应速率 其他因素：固体的表面积、光、超声波、溶剂压强（气体）： 增大压强可以增大化学反应速率；反之减小速率压不变，各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢2．化学反应限度：大多数化学反应都具有可逆性，故化学反应都有肯定的限度；可逆反应的限度以到达化学平衡状态为止。
在肯定条件下的可逆反应，当正反应速率等于逆反应速率、各组分浓度不再变更时，反应到达化学平衡状态。
（1）化学平衡定义：化学平衡状态：肯定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再变更，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
（2）化学平衡的特征：动：动态平衡等：υ（正）=υ（逆）≠0定：各组分的浓度不再发生变更变：假如外界条件的变更，原有的化学平衡状态将被破坏（3）化学平衡必需是可逆反应在肯定条件下建立的，不同的条件将建立不同的化学平衡状态；通过反应条件的限制，可以变更或稳定反应速率，可以使可逆反应朝着有利于人们须要的方向进行，这对于化学反应的利用和限制具有重要意义。
第2讲 盖斯定律及其应用课标要求核心考点五年考情核心素养对接1.了解盖斯定律及其简单应用。
2.能辨识化学反应中的能量转化形式，能解释化学反应中能量变化的本质。
3.能进行反应焓变的简单计算，能用热化学方程式表示反应中的能量变化，能运用反应焓变合理选择和利用化学反应盖斯定律 及其应用2023全国甲，T28；2023全国乙，T28；2023湖南，T16；2023湖北，T19；2023山东，T20；2023年6月浙江，T19；2022年6月浙江，T18；2022广东，T19；2022全国甲，T28；2021湖南，T16；2021重庆，T10；2021年1月浙江，T24；2020年7月浙江，T22；2020全国Ⅱ，T28；2019全国Ⅱ，T271.证据推理与模型认知：能基于盖斯定律，结合键能、焓变等信息，计算未知反应的焓变；能对燃料、能源使用方案进行简单评价；能结合数据信息，根据目的选择物质，设计反应；能从物质与能量转化的角度，创造性地设计反应，合理利用能量。
2.科学探究与创新意识：能测定典型反应的反应热，并分析误差；能探究反应热测定过程中的影响因素命题分析预测1.以盖斯定律的应用为载体命题，常以非选择题中某一问的形式考查热化学方程式的书写或反应热的计算。
2.预计在2025年高考中，有关反应热的考查内容将不断拓宽，对热化学方程式的书写及盖斯定律的应用要求会有所提高，另外试题很可能会涉及能源问题，以引导考生形成与环境和谐共处、合理利用自然资源的观念考点 盖斯定律及其应用1.盖斯定律（1）定义：一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是[1] 相同的 。
即反应热只与反应体系的[2] 始态 和[3] 终态 有关，而与[4] 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＝[5]ΔH1＋ΔH2。
（2）本质：在指定状态下，各物质的焓都是确定的，等压且没有除体积功之外的其他功产生时，从反应物变成产物，无论经过哪些步骤，它们焓的差值都是不变的。
反应热与盖斯定律应用 最新考纲展示 1.了解化学反应中能量转化的原因，能说出常见的能量转化形式。
2.了解化学能与热能的相互转化；了解吸热反应、放热反应、焓变和反应热等概念，了解ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)表达式的含义。
3.了解热化学方程式的含义，能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。
4.了解能源是人类生存和社会发展的重要基础。
了解化学在解决能源危机中的重要作用。
基础回扣 1．下列反应：①NaOH＋HCl===NaCl＋H2O，②Zn＋H2SO4===ZnSO4＋H2↑，③2Fe＋3Cl22FeCl3，④CaCO3CaO＋CO2↑，⑤Ba(OH)2＋2 NH4Cl===BaCl2＋2NH3↑＋2H2O。
(1)属于放热反应的是________。
(2)属于吸热反应的是________。
答案 (1)①②③ (2)④⑤ 2．下表中的数据是破坏1 mol物质中的化学键所消耗的能量(kJ)： 物质H2(g)O2(g)H2O(g)能量436496926(1)反应2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)是________(填“吸热”或“放热”)反应，这说明2 mol H2(g)和1 mol O2(g)具有的能量比2 mol H2O(g)具有的能量________(填“高”或“低”)。
(2)请用图示表示出2 mol H2(g)与1 mol O2(g)生成2 mol H2O(g)的反应过程： (3)根据表中数据，写出H2(g)与O2(g)完全反应生成H2O(g)的热化学方程式：________________________________________________________________________。
(4)若已知：H2O(g)===H2O(l) ΔH＝－44 kJ·mol－1，写出H2(g)与O2(g)完全反应生成H2O(l)的热化学方程式______________________。
化学基本概念——盖斯定律及其应用【考点透析】一、求反应热的几种方法1．从宏观角度分析计算ΔH＝H1(生成物的总能量)－H2(反应物的总能量)2．从微观角度分析计算ΔH＝E1(反应物的键能总和)－E2(生成物的键能总和) 3．从活化能角度分析计算ΔH＝E1(正反应的活化能)－E2(逆反应的活化能)4．根据盖斯定律计算(1)计算步骤(2)计算方法二、化学反应中反应热的大小比较1．同一反应的比较(1)反应物状态不同例如，S(g)＋O2(g)===SO2(g) ΔH1＜0S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH2＜0因为等量反应物S(g)比S(s)所具有的能量多，反应放出热量就多，所以ΔH1＜ΔH2。
(2)生成物状态不同例如，H2(g)＋12O2(g)===H2O(g) ΔH1＜0H2(g)＋12O2(g)===H2O(l) ΔH2＜0因为等量产物H2O(g)比H2O(l)所具有的能量多，反应放出热量少，所以ΔH1＞ΔH2。
(注意：ΔH为负，放热越多，ΔH越小) (3)化学计量数不同例如，H2(g)＋12O2(g)===H2O(l) ΔH1＜02H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH2＜0有2ΔH1＝ΔH2且ΔH1＞ΔH2。
2．不同反应的比较(1)根据反应物的本性比较等物质的量的不同物质与同一种物质反应时，越活泼的物质反应放热越多。
例如：H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g) ΔH1H2(g)＋Br2(g)===2HBr(g) ΔH2因Cl2比Br2活泼，故ΔH1＜ΔH2。
(2)根据反应程度不同比较例如，C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1＜0C(s)＋12O2(g)===CO(g) ΔH2＜0反应间存在关系，各步转化都是放热反应，第一个反应程度大，放热多，故ΔH1＜ΔH2。
[注意] 比较ΔH的大小时，要将其数值和前面的符号“＋”“－”看作一个整体进行比较，不能只比较数值的大小。
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 。
【专题二】化学能与热能、盖斯定律的综合应用【考情分析】最新《考试大纲》要求考生能正确理解化学反应中物质变化和能量变化的关系。
根据考纲的这一要求将化学反应中的物质变化和能量变化综合起来考查将成为一种热门的题型，同时注意到由于能源日益匮乏，因此有关燃烧热、中和热、盖斯定律等问题必将成为今后命题的重点。
二轮复习中要进一步深化热化学方程式的正确书写和盖斯定律的应用，以适应这一类新题型的要求。
【知识交汇】1．燃烧热和中和热燃烧热中和热定义要点在1大气压时1 mol物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量在稀溶液中，酸碱发生中和反应生成1mol水，所放出的热量标准1mol可燃物1mol水单位kJ·mol－1kJ·mol－1热化学方程式的书写以燃烧1 mol可燃物为标准配平其余物质的化学计量数(常用分数表示)以生成1 mol水为标准来配平其余物质的化学计量数(常用分数表示)备注必须生成稳定的化合，如C燃烧应生成CO2而不是CO，H2燃烧应生成液态水而非气态水①强酸和强碱在稀溶液中发生中和，中和热是ΔH(强)=-57.3 kJ·mol－1②弱酸代替强酸(或弱碱代替强碱)，因电离吸热，反应热增大。
2．书写热反应方程式应注意的问题⑴△H只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边，并用“空格”隔开。
若为放热反应△H为“－”；若为吸热反应△H为“+”。
△H的单位一般为 kJ·mol－1。
⑵注意反应热△H与测定条件(温度、压强等)有关。
因此书写热化学方程式时应注明△H的测定条件。
绝大多数△H是在25℃、101325Pa下测定的，可不注明温度和压强。
⑶注意热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子或原子数，因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。
⑷注意反应物和产物的聚集状态不同，反应热数值以及符号都可能不同。
因此，必须注明物质的聚集状态(s、l、g)才能完整地体现出热化学方程式的意义。
热化学方程式中不用“↑”和“↓”。
⑸注意热化学方程式是表示反应已完成的数量。
由于△H与反应完成物质的量有关，所以方程式中化学式前面的化学计量数必须与△H相对应，如果化学计量数加倍，则△H也要加倍。
当反应逆向进行，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。
例如：已知H2(g)+1/2O2(g)＝H2O(1) △H＝－285.8kJ·mol－1。
则2H2(g)+O2(g)＝2H2O(1) △H＝－571.6 kJ·mol－1；H2O(1)＝H2(g)+1/2O2(g) △H＝＋285.8 kJ·mol－1。
⑹△H的单位“kJ·mol－1”的含义。
并不是指每摩尔具体物质反应时伴随的能量变化是多少千焦，而是指给定形式的具体反应以各物质的化学计量数来计量其物质的量时伴随的能量变化。
如2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g) △H =－483.6 kJ·mol－1中的反应热是指每摩尔反应[2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g)]，放出的热量为483.6kJ。
因此△H与化学反应方程式的写法有关，例如：H2(g) + 1/2 O2(g) = H2O(g) △H =－241.8 kJ·mol－1。
另外反应热还与反应物的状态有关：2H2(g) + O2(g) = 2H2O(l) △H =－571.6 kJ·mol－1。
⑺不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的反应热△H表示反应进行到底（完全转化）时的能量变化。
如：2SO2(g)＋O2(g)＝2SO3(g) △H＝－197 kJ·mol－1，是指2mol SO2(g)和1mol O2(g)完全转化为2mol SO3(g)时放出的能量。
若在相同的温度和压强时，向某容器中加入2mol SO2(g)和1mol O2(g)反应达到平衡时，放出的能量为Q，因反应不能完全转化生成2mol SO3(g)，故Q＜197kJ。
3．热反应方程式的计算类型⑴根据热化学方程式进行计算①一般计算的方法是：将ΔH看作热化学方程式中的一项，再按有关化学方程式的计算步骤、格式进行计算，得出有关数据。
②盖斯定律的应用：如果一个反应可以分几步进行，则各分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。
即：若，则有：ΔH = ΔH1＋ΔH2。
据此，也可推出以下应用方式：[方式一]若有(a)A(g)＋M(g) = B(g) ΔH1，(b)A(l)＋M(g) = B(g)ΔH2(c)A(g) = A(l) ΔH3，则(c) = (a)－(b)，即ΔH3 = ΔH1－ΔH2。
[方式二]若有(a)A(s)＋M(g) = B(s) ΔH1，(b)C(s)＋M(g) = D(s)ΔH2(c)A(s)＋D(s) = B(s)＋C(s) ΔH3则(c) = (a)－(b)，即ΔH3 = ΔH1－ΔH2⑵反应热的大小比较①同一反应中，生成物状态不同如：A(g)＋B(g) = C(g) ΔH1＜0，A(g)＋B(g) = C(l) ΔH2＜0，因为产物C(g)比C(l)所含内量多，反应放出热量少，所以ΔH1＞ΔH2。
(注意：放热越多，ΔH越小)②同一反应中，反应物状态不同如：S(g)＋O2(g) = SO2(g) ΔH1＜0，S(s)＋O2(g) = SO2(g) ΔH2＜0因为反应物S(g)比S(s)所含内量多，所以反应放出热量就多，得ΔH1＜ΔH2。
4．中和热测定的实验步骤⑴组装量热器：保温隔热效果一定要好。
小烧杯口要与大烧杯口相平，以减少热量损失。
烧杯间要填加隔热材料，提高保温隔热效果。
⑵量取一定量盐酸倒入小烧杯中，测定并记录盐酸温度。
①温度计上的酸要用蒸馏水冲洗干净，且冲洗液要转移到小烧杯中②盐酸浓度宜小不宜大⑶量取定量氢氧化钠溶液，测定并记录氢氧化钠溶液温度①碱液要稍过量，以确保盐酸被完全中和。
②碱液浓度宜小不宜大。
⑷将氢氧化钠溶液倒入小烧杯中，搅拌，充分反应后，测定并记录混合液的最高温度①氢氧化钠溶液要一次性快速倒入小烧杯中，且不能洒在外面。
②要用环形玻璃棒轻轻搅动溶液，使酸碱充分反应。
③实验操作时动作要快，尽量减少热量散失。
重复实验两次。
⑸计算【思想方法】【例1】化学反应中通常伴随着能量变化，下列说法中错误的是A．煤燃烧时将部分化学能转化为热能B．电解熔融Al2O3时将部分化学能转化为电能C．TNT爆炸时将部分化学能转化为动能D．镁条燃烧时将部分化学能转化为光能【分析】本题主要考查能量的转化与利用煤是重要的能源，燃烧时放出大量的热能，但这不是煤中的全部化学能，因为其主要燃烧产物CO2中仍有化学能，A项正确。
电解物质时，是将电能转化为化学能，而不是化学能转化为电能，B项错误。
TNT(三硝基甲苯)爆炸时，部分化学能转化成了动能，C项正确。
镁条燃烧时放出大量热，产生耀眼的白光，故镁条的部分化学能转化成了光能，D项正确。
本题应选B。
【例2】下列化学用语的相关表述中，其中正确的有A．因H＋(aq)＋OH－(aq)H2O(l)D ΔH－a kJ·mol－1，故1 mol NaOH 固体与足量的稀盐酸反应，放出热量为a kJB．因CuSO4·5H2O(s)CuSO4(s)＋5H2O(l) ΔH＋b kJ·mol－1，故1 mol CuSO4(s)溶于水时，放出热量b kJC．因氢气的燃烧热为c kJ·mol－1，故水电解的热化学方程式为：2H2O(l)2H2(g)＋O2(g)D ΔH = ＋c kJ·mol－1D．因N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)D ΔH= －d kJ·mol－1，故在某容器中投入1 mol N2与3 mol H2充分反应后，放出热量小于d kJ【分析】本题主要考查能量变化中的重要概念。
由于NaOH固体溶于水会放出大量的热，因此A错。
选项B给出的热化学方程式是胆矾的分解，而要求的CuSO4(s)溶于水的热效应，两者无联系，B错。
燃烧热的定义是1 mol燃料燃烧所放出的热量，由知可知水电解正确的热化学方程式为2H2O(l) = 2H2(g)＋O2(g)DΔH= ＋2c kJ·mol－1，C错。
本题应选D【例3】甲醇广泛用作燃料电池的燃料，可用天然气来合成，已知：①2CH4(g)＋O2(g)2CO(g)＋4H2(g) ΔH = －71 kJ·mol－1②CO(g)＋2H2(g)CH3OH(l) ΔH = －90.5 kJ·mol－1③CH4(g)＋2O2(g)CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－890 kJ·mol－1下列结论错误的是A．CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)ΔH＞－90.5 kJ·mol－1B．甲醇的燃烧热为764 kJ·mol－1C．若CO的燃烧热为282.5 kJ·mol－，则H2的燃烧热为286 kJ·mol －1D．反应②在任何温度下均能自发进行【分析】本题主要考查盖斯定律的应用。
由于CH3OH(g)转化为CH3OH(l)要放出热量，结合题给反应②可知选项A正确(要注意ΔH为负值)，(③×2－①)/2得：CO(g)＋2H2(g)＋3O2(g)CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－854.5 kJ·mol－1……④，④－②得甲醇的燃烧热为ΔH= －764 kJ·mol－1，B正确，由热化学方程式④得CO的燃烧热＋2×H2的燃烧热854.5 kJ·mol－1，由此可得H2的燃烧热为286 kJ·mol－1，C正确。
反应②是放热熵减的反应，即ΔH＜0，△S＜0，因此可判断反应②在低温下能自发进行，选项D错。
本题应选D。
【例4】下列说法中正确的是A．中和热的测定实验中需要用的主要玻璃仪器有：二只大小相同的烧杯、二只大小相同的量筒、温度计、环形玻璃搅拌捧B．可以用保温杯代替烧杯做有关中和热测定的实验C．在测定中和热的实验中，至少需要测定并记录的温度是3次D．测定中和热实验中，若所使用的稀NaOH溶液的物质的量稍大于稀盐酸，则会导致所测得的中和热数值偏高【分析】本题主要考查中和热测定的原理和实验基本操作。
选项A错误，为了防止散热，在中和热测定的实验中应选用一大一小两只烧杯，小烧杯和大烧杯之间应用塑料泡沫隔开。
很显然，从防止散热的效果看，使用保温杯完全可以，而且防止散热效果更好，选项B正确。
对于选项C作如下分析：中和热测定的原理是：首先根据公式QcmΔt 求出反应过程中放出的热量，然后再根据ΔH-Q/n(H2O)计算中和热。
