最新化学反应热的计算盖斯定律

乙醇异构化反应③ CH 3CH 2OH(g) ＝ CH 3OCH 3 (g)) △ H3＝ +50.7KJ·mol － 1 则乙烯气相直接水合反应 C2H 4 (g) ＋ H 2O(g)＝ C2H5 OH(g) 的 △ H＝ 与间接水合法相比，气相直接水合法的优点是： 。
－1
KJ·mol
【答案】（1） C2H4+H 2SO4= C 2H5OSO3H ; C2H 5OSO3 H＋ H2O=C 2 H5OH+ H 2SO4; （ 2） -45.5 污染小，腐蚀性小等；
从计算的角度来看，结合盖斯定律的计算不会单独出题，而是和其他的知识综合出现，从化学反应 的焓变角度考查学生的计算能力，而近几年的考题中多属于这种情况。
角度 2 结合反应热概念的计算
【思路解析】
此类题的解题可从宏观和微观角度分别考虑化学反应的热效应，也可以将两个角度综合考虑，而后者
充分体现考情的新颖性，为高考的新视角。当然，万变不离其宗，在学习中要准确把握物质所具有的能量
可以通过两种途径完成，如图表所示：
C(s)+1/2O 2(g)=CO(g)
－1
△H2=-110.5 kJ mo·l
CO （ g） +1/2O 2（ g） CO2（ g）；△ H3=-283kJ
－1
·mol
根据盖斯定律：
H 1＝△ H 2+
△ H3=-110.5 kJ
－1
mo·l +（ -283kJ
m·ol －1） =
1、科学家盖斯曾提出： “不管化学过程是一步完成或分几步完成，这个总过程的热效应是相同的。
”利
用盖斯定律可测某些特别反应的热效应。
金刚石、石墨燃烧的热化学方程式：

S→SO2 H→H2O（l） （）
(1).作为选择燃料的标准之一 (1).作为选择燃料的标准之一 (2)进行有关计算 △H = - Q (kJ) 进行有关计算. 进行有关计算 n(mol) 能源:提供能量的自然资源 提供能量的自然资源. 三. 能源 提供能量的自然资源
第3节 反应热的计算
分析以下热化学方程式,你能发现什么规律吗 分析以下热化学方程式 你能发现什么规律吗? 你能发现什么规律吗 C(s)+1/2O2(g)==CO(g) △H1＝-110.5 kJ/mol CO(g)+1/2O2(g)==CO2(g) △H2＝-283.0 kJ/mol C(s)+O2(g)==CO2(g) △H3＝-393.5 kJ/mol △ H1 + △ H2 = △ H3 C(s) +O2(g) △H3
(2)×2 + (3)×2 – (1) 即得 × 即得. ×
P14页习题 页习题
1. Q =2.5mol ×(-393.5kJ/mol)=983.75kJ Q -1000kJ 2. n(H2)= = =3.5mol △H(H2) -285kJ/mol Q -37kJ = =296kJ/mol 3. △H(S)= n(S) 4.0g/32g·mol-1
8. 可用关系式： 可用关系式： 设此人可奔跑的距离为X 设此人可奔跑的距离为 体重——脂肪存储能量 脂肪存储能量———奔跑距离 体重 脂肪存储能量 奔跑距离 70kg X 4.2×105kJ × 420kJ 4.2×105kJ = × 420kJ X=1000km
答:设此人可奔跑的距离为1000km 设此人可奔跑的距离为
2.盖斯定律直观化
△H＝△H1+△H2 ＝ △

利用盖斯定律计算反应热的方法盖斯定律（Gibbs' Law）是热力学中非常重要的定律之一，它可以用来计算化学反应的热力学热变化。

该定律可以表示为以下方程式：ΔG=ΔH-TΔS其中，ΔG表示反应的自由能变化，ΔH表示反应的焓变化，ΔS表示反应的熵变化，T表示温度。

1.确定反应物和生成物：首先确定化学反应中的反应物和生成物。

这些物质在反应方程式中是明确的。

例如，对于A+B→C+D的反应，A和B 是反应物，C和D是生成物。

2.确定反应的热化学方程式：根据反应物和生成物，建立反应的热化学方程式。

这些方程式描述了反应物与生成物之间的化学反应关系，同时还包括反应的系数和状态标识。

3.确定反应的焓变化：利用已知的标准生成焓（ΔH°）值，计算反应的焓变化。

标准生成焓是指在标准状态下，1摩尔物质形成的过程中放出或吸收的热量。

通过查阅化学手册或热化学数据库确定反应物和生成物的标准生成焓，然后根据反应方程中的系数计算反应的焓变化。

4.确定反应的熵变化：确定反应的熵变化也需要一些信息。

从反应物到生成物的熵变可以通过已知的标准摩尔熵（ΔS°）值计算得出。

标准摩尔熵是指在标准状态下，1摩尔物质的熵变。

5. 确定温度：在应用盖斯定律计算反应热时，还需要确定反应发生的温度。

温度的单位通常是Kelvin（K）。

6.应用盖斯定律计算反应热：根据以上确定的ΔH，ΔS和温度值，应用盖斯定律进行计算。

7.解释结果：根据计算所得的反应热ΔG值，可以判断反应是自发进行的还是不自发进行的。

当ΔG<0时，反应是自发进行的，反应具有较大的发生倾向性。

当ΔG>0时，反应是不自发进行的，需要提供能量才能发生。

需要注意的是，在进行计算时要确保所有物质的标准生成焓和标准摩尔熵都是在相同温度下进行计算的。

此外，这种计算方法适用于理想气体和溶液的状态，对于其他复杂的体系可能需要考虑更多因素。

总而言之，利用盖斯定律计算反应热的方法是根据盖斯定律的方程式和已知的物质的焓变化和熵变化，应用热力学原理进行计算，以确定反应的自发性和热力学热变化。

1.3 盖斯定律与反应热的计算
一、盖斯定律
1. 定义：
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 热（焓变）都是一样的，这一规律称为盖斯定律。
对盖斯定律的理解： 化学反应的反应热（焓变）只与反应体系的“始态”和“终态”有关， 而与反应的途径无关，因为在指定状态下（温度和压强确定），各种 物质的焓值是确定且唯一的。
同条件下
C
s,石墨
+
1 2
O2
g
==CO
g
的反应焓变（ ∆H ）
ΔH= −110.5 kJ/mol
1 mol C(s,石墨)
1 mol CO(g)
ΔH= ΔH1+ΔH2’
ΔH1= −393.5 kJ/mol ΔH2’=− ΔH2= +283.0 kJ/mol
1 mol CO2(g)
1.3 盖斯定律与反应热的计算 课件 人教版高中化学选修4化学反映原理
好好学习，天天向上！
1.3 盖斯定律与反应热的计算 课件 人教版高中化学选修4化学反映原理
1.3 盖斯定律与反应热的计算 课件 人教版高中化学选修4化学反映原理
1.3 盖斯定律与反应热的计算 课件 人教版高中化学选修4化学反映原理
一、盖斯定律
2. 盖斯定律的应用：
练习2：课本P14-第6题
1.3 盖斯定律与反应热的计算 课件 人教版高中化学选修4化学反映原理
1.3 盖斯定律与反应热的计算 课件 人教版高中化学选修4化学反映原理
= H末−H始
一、盖斯定律
1. 定义：
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（反应热）都是一样的，这一规律称为盖斯定律。
ΔH1

化学反应热的计算知识点一、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。

2、盖斯定律直观化△H＝△H1+△H23、盖斯定律的应用(1)有些化学反应进行很慢或不易直接发生，很难直接测得这些反应的反应热，可通过盖斯定律获得它们的反应热数据。

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△H。

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由以上可知，盖斯定律的实用性很强。

(2)在化学计算中，可利用热化学方程式的组合，根据盖斯定律进行反应热的计算。

(3)在化学计算中，根据盖斯定律的含义，可以根据热化学方程式的加减运算，比较△H 的大小。

知识点二、反应热的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的物质的量之比，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。

知识点三、有关反应热的计算依据归纳1、根据实验测得热量的数据求算反应热的定义表明：反应热是指化学反应过程中放出或吸收的热量，可以通过实验直接测定。

2、根据物质能量的变化求算根据能量守恒，反应热等于生成物具有的总能量与反应物具有的总能量的差值。

C2H5OH（g）＋3O2（g）= 3H2O ( g ) ＋2CO2 ( g )
盖斯简介
G.H.Germain Henri Hess (1802～1850)瑞士化学家。 俄文名为 Г е р м а н И в а н о в и ч Г е с с 。1802年8月7日生于瑞士日内 瓦，1850年12月12日卒于俄国圣彼得堡(现为列宁格勒)。3岁随父侨居俄国,并在俄国 受教育。1825年于多尔帕特大学获医学专业证书，同时受到了化学和地质学的基础教 育。1826～1827年，在斯德哥尔摩J.J.贝采利乌斯的实验室工作并从其学习化学。回 俄国后在乌拉尔作地质勘探工作，后在伊尔库茨克做医生并研究矿物。1830年当选为 圣彼得堡科学院院士，专门研究化学，任圣彼得堡工艺学院理论化学教授并在中央师 范学院和矿业学院讲授化学。1838年成为俄国科学院院士。 盖斯早期研究了巴库附近的矿物和天然气；发现了蔗糖氧化生成糖二酸。他研究 了炼铁中的热现象，作了大量的量热工作。1836年发现，在任何一个化学反应过程中, 不论该反应过程是一步完成还是分成几步完成,反应所放出的总热量相同，并于1840 年以热的加和性守恒定律公诸于世，后被称为盖斯定律。此定律为能量守恒定律的 先驱。当一个反应不能直接发生时，应用此定律可间接求得反应热。因此， 盖斯也是热化学的先驱者。著有《纯粹化学基础》(1834)，曾用作俄国教科书达40年。 盖斯定律是在热力学第一定律之前发现的，实际上是热力学第一定律在化学反应的 具体体现，是状态函数的性质。盖斯定律奠定了热化学计算的基础，使化学方程式像普 通代数方程那样进行运算，从而可以根据已经准确测定的热力学数据计算难以测定的反 应热。
盖斯定律直观化
△H＝△H1+△H2
CO(g)
H2 C(s) H1 H3

2 × ②＋①的逆写： 2 N2H4(g)+ 2NO2(g)= 3N2(g)+4H2O(l) △H=-1135.2kJ/mol
6. 在100 g 碳不完全燃烧所得气体中，CO占1/3 体积，CO2占2/3体积，且
C(s)+1/2O2(g)=CO(g) △H=－110.35kJ/mol
CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) △H=－282.57kJ/mol
你知道神六的火箭燃料是什么吗？
5：某次发射火箭，用N2H4（肼）在NO2中燃烧，生成 N2、液态H2O。已知： ①N2(g)+2O2(g)==2NO2(g) △H1=+67.2kJ/mol ②N2H4(g)+O2(g)==N2(g)+2H2O(l) △H2=-534kJ/mol 假如都在相同状态下，请写出发射火箭反应的热化学 方程式。
8.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④2CO(g)＋4H2(g)=H2O(l)＋C2H5OH(l)的 ΔH
⑤NH4Cl(s)= NH4Cl(aq) △H5=？
则第⑤个方程式中的反应热△H是________。 根据盖斯定律和上述反应方程式得：
⑤=④+③+②＋①的逆写，
即△H5 = +16.3kJ/mol
4：同素异形体相互转化但反应热相当小而且转化速率 慢，有时还很不完全，测定反应热很困难。现在可根据 盖斯提出的观点“不管化学反应是一步完成或分几步完 成，这个总过程的热效应是相同的”。已知：

热的计算
❖ 题型一：有关热化学反应方程式的的含义及书写 ❖ 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。 ❖ 2、有关反应热的计算 ❖ （1）盖斯定律及其应用 ❖ （2） 根据一定量的物质参加反应放出的热量（或根
据已知的热化学方程式），进行有关反应热的计算或 比较大小。 ❖ (3)利用键能计算反应热
C(s)+1/2O2(g)==CO(g) △H1＝？
+) CO(g)+1/2O2(g)==CO2(g) △H2＝-283.0 kJ/mol
C(s)+O2(g)==CO2(g)
△H3＝-393.5 kJ/mol
△H1 + △H2 = △H3 ∴△H1 = △H3 － △H2
= -393.5 kJ/mol －(-283.0 kJ/mol)
为：
。
3．已知胆矾溶于水时溶液温度降低，
胆矾分解的热化学方程式为：
CuSO4•5H2O(s)==CuSO4(s)+5H2O(l)
△H=+Q1kJ/mol
室温下，若将1mol无水硫酸铜溶解为溶液
时 A．放Q热1>Q设应Q2计热k2J，合的则理正（的、B反负．A 应号Q）1过！=Q程2，注意反
C． Q1<Q2
2．盖斯定律的应用
有些化学反应进行很慢或不易直接发生， 很难直接测得这些反应的反应热，可通过盖 斯定律获得它们的反应热数据。
关键：目标方程式的“四则运算式”的导出。
方法：写出目标方程式确定“过渡物质”（要消去的物质） 然后用消元法逐一消去“过渡物质”，导出“四则运算式”
【例题1】已知 ① CO(g) + 1/2 O2(g) ====CO2(g) －283.0 kJ/mol

进行代数变换等数学处理。
（2013年天津）将煤转化为清洁气体燃料。
已知：H2（g）△+ H=－12 O242 (1g.8) kJH·m2Ool(－g1)
C（s）+
1 2
O2 (g) CO(g)
△H=－110.5kJ·mol－1
写出焦炭与水蒸气反应的热化学方程式：
C（s） + 2H2O (g) ==== H2（g） + CO(g) 。 △H= +131.8kJ·mol－1
ΔH1= -870.3 kJ/mol
⑵C(s)+ O2(g)==== CO2(g) ΔH2= -393.5 kJ/mol
⑶H2(g)+
1 2
O2(g)
====H2O(l)
ΔH3= -285.8 kJ/mol
试计算下述反应的反应热：
2C(s) + 2H2 (g) + O2 (g) ==== CH3COOH (l)
(NH4)2CO3(a△qH) 1
反应Ⅱ：NH3(l)＋H2O(
反应Ⅲ：(NH4)2CO3(aq)+H2O(l)+CO2(g) △NHH43HCO3(aq)
请回答下列问题：
△H2与△H1、△H3之间的关系是： △H2 = △H1 ＋ △H3 。
2.盖斯定律在科学研究中的重要意义 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（有副反应发生）…这些都给测量反应 热造成了困难，利用盖斯定律可以间接地把它们的反应 热计算出来。
C（s）+
1 2
O2（g）====CO（g）因为C燃烧时不可能完全生
成CO，总有一部分CO2生成，因此这个反应的ΔH无法直接

试计算 ④ 2CO(g)＋ 4 H2(g)==== H2O(l) ＋ C2H5OH(l) 的 ΔH
【解】:据盖斯定律，反应④不论是一步完成还是分几步完成，其反应热都是相同的。
➢ 下面就看看反应④能不能由①②③三个反应通过加、减、乘、除组合而成
➢ 也就是说，看看反应④能不能分成①②③几步完成。
①×2 + ②×4 - ③ = ④
2.理解盖斯定律
A
ΔH
ΔH1
始态
ΔH3
B
ΔH4
ΔH2
ΔH5
C
终态
无论途径如何： ΔH ==ΔH +ΔH ==ΔH +ΔH +ΔH
3
4
5
1
2
殊途同归
➢ 多角度理解盖斯定律
(1)途径角度
终态(L)
如同山的绝对高度与上山的途径无
关一样，A点相当于反应体系的始态，
B点相当于反应体系的终态，山的高度
相当于化学反应的反应热。同一起点
ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝－(ΔH4＋ΔH5＋ΔH6)；
从能量守恒角度：
ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝0。
4、盖斯定律在科学研究中的重要意义：
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（有副反应发生）。
这些都给测量反应热造成了困难，利用盖斯定律可以间接地把
△H1 +△H2 ≡ 0
然后从L到S，体系吸
收热量(∆H2>0)
经过一个循环，体系仍处于S态，因为物质没有发生变化，
推论：同一个热化学反应方程式，正向反应∆H
1与逆向反应∆H2
所以就不能引发能量变化，即∆H1+∆H2=0

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+

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：____________________________________________________________________________________________。