反应热及其计算.

一、盖斯定律

1．含义

(1)不管化学反应是____完成或分______完成，其反应热是_________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__________计算一些难以测定的_____________。

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

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：2H2(g)＋

O2(g)===2H2O(g)的ΔH为( )

A．－483.6 kJ·mol－1 B．－241.8 kJ·mol－1

C．－120.6 kJ·mol－1 D．＋241.8 kJ·mol－1

2．利用燃烧热数据，求算燃烧反应中的其它物理量

2 甲烷的燃烧热ΔH＝－890.3 kJ·mol－1

1 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－1 B．5.56×104 kJ·mol－1

C．5.56×104 kJ D．－5.56×104 kJ

3．利用盖斯定律的计算

3 已知下列热化学方程式：

①Fe2O3(s)＋3CO(g)===2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH1＝－26.7 kJ·mol－1

②3Fe2O3(s)＋CO(g)===2Fe3O4(s)＋CO2(g) ΔH2＝－50.75 kJ·mol－1

反应热及计算巩固练习

1．下列反应既属于氧化还原反应，又属于吸热反应的是

A．铝片和稀盐酸反应 B．Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应

C．灼热的碳与二氧化碳的反应 D．甲烷在氧气中的燃烧

2．下列说法不正确的是

A．任何化学反应都伴随有能量变化

B．化学反应中的能量变化都表现为热量的变化

C．反应物的总能量高于生成物的总能量时，发生放热反应

D．反应物的总能量低于生成物的总能量时，发生吸热反应

3．热化学反应方程式中各物质化学式前的化学计量数表示

A．物质的量 B．分子个数 C．原子个数 D．物质质量

4．下列变化属于放热反应的是（ ）。

A．H2O(g)＝H2O(l) △H＝－44.0 kJ/mol

B．2HI(g)＝H2(g)＋I2(g) △H＝＋14.9 kJ/mol

C．形成化学键时放出能量的化学反应

D．能量变化如右图所示的化学反应

5．已知如下两个热化学方程式：

2CO(g)+O2(g)===2CO(g)；△H==－566kJ／mol

CH4(g)+2O2(g)==CO2(g)+2H2O(1)；△H＝－890kJ／mol

由1molCO 和3molCH4组成的混合气在上述条件下完全燃烧时，释放的热量为（ ）

A．2912kJ B．2953kJ C．3236kJ D．3867kJ

6．下列说法或表示方法正确的是

A、反应物的总能量低于生成物的总能量时，该反应一定不能发生

B、强酸跟强碱反应放出的热量就是中和热

C、由石墨比金刚石稳定可知：0),(),(HsCsC石墨金刚石

D、在kPa101、C25时，21gH完全燃烧生成气态水，放出kJ9.120热量，则氢气的热值为120.9molkJ/

第10章 反应热、反应平衡常数及其计算

本章目的

进一步理解燃烧热、生成热、反应热、生成Gibbs自由能、反应进度、平衡常数，及其

计算方法。

本章主要内容

（1） 反应焓要和平衡常数计算的重要性

（2） 燃烧焓、生成焓、反应焓间的规定及计算关系不同温度下的反应焓

（3） 反应方向与θG

r∆

（4） 平衡常数的求取

（5） 反应进度与平衡浓度

（6） 反应系统的相律

反应焓变（θH

r∆）主要依靠生成焓（θHf∆），反应平衡常数主要依靠生成自由能

（θG

r∆），本章是物理化学有关内容的补充。

10.1燃烧焓（热）

定义：单位量（常用/mol）物质燃烧所放出的热（焓变）θH

c∆

纯物质的焓或自由能是温度、压力的函数，热力学中规定了物质的标准态。在1993年

前规定标准压力（θP）为101.325kPa（即1atm），按国际1993年后规定θP为100kPa，但

至今国内外手册更少泛使用的仍是θP=101.325kPa，估计今后将逐步改过来。

气体的标准态是在标准压力下表现出理想气体性质的状态，液体、固体的标准态是标

准压力下纯液体、纯固体状态。

理想气体焓不随压力而变，因此气体的的燃烧焓，生成焓与θP的选择无关，对生成

Gibbs自由能的影响，通过压力对熵的影响体现，但此值不大。

标准态的温度没有规定，但以298.15K最重要。

θH

c∆一般只用于有机化合物，对不同类有机化合物注意其状态的规定，对C—H及C

—H—O化合物规定的最终产物是CO2（g）、H2O（l），对C—H—N或C—H—O—N，还要

加上N2（g）,对含硫、含卤素化合物，产物比较复杂，还可能有变化，对测定及使用带来

不便。

10.2 生成焓 注意θ

298H

f∆的定义，初态是稳定状态单质，对不同单质的状态按规定

θ

298H

f∆的求得：

1) 一般有机物从θH

c∆计算

2) 含卤素有机物一般从反应量热求得

3) 无机化合物用反应量热或溶液量热求得

在各种不同温度下生成热θ

反应热计算的类型及方法 第 1 页 共 1 页 反应热计算的类型及方法

1．根据热化学方程式计算：反应热与反应物各物质的物质的量成正比。

2．根据反应物和生成物的能量和计算：ΔH＝生成物的能量和－反应物的能量和。

3．根据反应物和生成物的键能和计算：ΔH＝反应物的键能和－生成物的键能和。

4．根据盖斯定律计算：将热化学方程式进行适当的“加”、“减”等变形后，由过程的热效应进行计算、比较。

5．根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)＝n(可燃物)×ΔH。

6．根据比热公式进行计算：Q＝cmΔT。

特别提醒 反应热计算的注意事项

(1)反应热数值与各物质的化学计量数成正比，因此热化学方程式中各物质的化学计量数改变时，其反应热数值需同时做相同倍数的改变。

(2)热化学方程式中的反应热是指反应按所给形式完全进行时的反应热。

(3)正、逆反应的反应热数值相等，符号相反。

(4)求总反应的反应热，不能不假思索地将各步反应的反应热简单相加。不论一步进行还是分步进行，始态和终态完全一致，盖斯定律才成立。某些物质只是在分步反应中暂时出现，最后应该恰好消耗完

1．下列热化学方程式中，△H能正确表示物质的燃烧热的是 （ ）

A．CO(g) +1/2O2(g) ==CO2(g); △H＝－283.0 kJ/mol

B．C(s) +1/2O2(g) ==CO(g); △H＝－110.5 kJ/mol

C．H2(g) +1/2O2(g)==H2O(g); △H＝－241.8 kJ/mol

D．2C8H18(l) +25O2(g)==16CO2(g)+18H2O(l); △H＝－11036 kJ/mol

2．已知常温时红磷比白磷稳定，在下列反应中：

4P（白磷，s）+5O2(g)====2P2O5(s)；△H=== －a kJ/mol

4P（红磷，s）+5O2(g)====2P2O5(s)；△H=== －b kJ/mol 则a和b的关系为（ ）