高二化学选修四专题复习 化学计算

化学反应热的计算一、选择题：本题共16个小题，每小题3分，共48分。

在每小题给出的四个选项中，只有一项是符合题目要求的。

1．下列说法正确的是A．化学反应的反应热与反应过程有密切的关系B．化学反应的反应热取决于反应体系的始态和终态C．盖斯定律只是一条简单的自然规律，其实际作用不大D．有的化学反应过程没有能量变化【答案】B2．已知：2Zn(s)+O2(g)2ZnO(s) ΔH=−701.0 kJ·mol−12Hg(l)+O2(g)2HgO(s) ΔH=−181.6 kJ·mol−1则反应Zn(s)+HgO(s)ZnO(s)+Hg(l)的ΔH为A．+519.4 kJ·mol−1 B．+259.7 kJ·mol−1 C．−259.7 kJ·mol−1 D．−519.4 kJ·mol−1【答案】C3．已知下列反应均为放热反应，其中反应热最小的是A．2A(l) + B(l) = 2C (g) △H1B．2A(g) + B(g) = 2C(g) △H2C．2A (g) + B ( g ) = 2C(l) △H3D．2A (l) + B(l)= 2C(l) △H4【答案】C4．已知：Cu(s)+2H+(aq)Cu2+(aq)+H2(g) ΔH12H2O2(l)2H2O(l)+O2(g) ΔH22H2(g)+O2(g)2H2O(l) ΔH3则反应Cu(s)+H2O2(l)+2H+(aq)Cu2+(aq)+2H2O(l)的ΔH是A．ΔH1+12ΔH2+12ΔH3B．ΔH1+12ΔH2−12ΔH3C．ΔH1+2ΔH2+2ΔH3D．2ΔH1+ΔH2+ΔH3 【答案】A5．在298 K、100 kPa时，已知：2H2O(g)O2(g)+2H2(g) ΔH1Cl2(g)+H2(g)2HCl(g) ΔH22Cl2(g)+2H2O(g)4HCl(g)+O2(g) ΔH3则ΔH3与ΔH1和ΔH2间的关系正确的是A．ΔH3=ΔH1+2ΔH2B．ΔH3=ΔH1+ΔH2C．ΔH3=ΔH1−2ΔH2D．ΔH3=ΔH1−ΔH2【答案】A6．1 mol乙醇完全燃烧的反应热为ΔH1，1 mol甲醇完全燃烧的反应热为ΔH2，且ΔH1<ΔH2，若乙醇和甲醇的混合物1 mol完全燃烧，反应热为ΔH3，则乙醇和甲醇的物质的量之比为A．B．C．D．【答案】B7．键能是指在298 K、1.01×105 Pa，将1 mol理想气体分子AB拆开为中性气态原子A和B时所需要的能量。

化学平衡是中学化学重要基础之一，是中学化学所涉及的溶解平衡、电离平衡、水解平衡等知识的核心，对很多知识的学习起着指导作用。

而化学平衡计算是高考中的热点之一，此类试题常把基本概念和基础知识融汇在一起，具有知识联系广、灵活度大、隐含条件多、概念性强、思维层次高的特点。

化学平衡的计算一般涉及到各组分的物质的量、浓度、转化率、百分含量、气体混合物的密度、平均摩尔质量、压强等，通常的思路是写出平衡式，列出相关量(起始量、变化量、平衡量)，确定各量之间的关系，列出比例式或等式或依据平衡常数求解。

1.计算模式：化学平衡计算的最基本的方法模式是“平衡三段式法”。

具体步骤是在化学方程式下写出有关物质起始时的物质的量、发生转化的物质的量、平衡时的物质的量(也可以是物质的量浓度或同温同压下气体的体积)，再根据题意列式求解，起始、转化、平衡是化学平衡计算的“三步曲”，三步是化学平衡计算的一般格式，根据题意和恰当的假设列出起始量、转化量、平衡量。

但要注意计算的单位必须保持统一，可用mol、mol/L，也可用L。

m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(g)n(起始)/mol ab00n(转化)/mol mxnxpxqxn(平衡)/mol a－mxb－nxpxqx反应可从左向右开始，也可以从右向左开始，也可以多种物质同时充入。

可逆反应达到平衡状态时各物质浓度间的关系。

反应物：平衡浓度=起始浓度-转化浓度；生成物：平衡浓度=起始浓度+转化浓度，其中各物质的转化浓度之比等于它们在化学方程式中各物质的化学计量数之比。

2.解题思路：具体题目要具体分析，灵活设立，一般设某物质的转化量为x；根据反应物、生成物及变化量的三者关系代入未知数确定平衡体系中各物质的起始量、变化量、平衡量并按“模式”列表；明确了“始”、“变”、“平”三个量的具体数值，再根据相应关系求平衡时某成分的浓度、反应物转化率等，得出题目答案。

3.计算公式：(1)变化量之比等于化学计量数之比v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q(未达到平衡时，用于确定化学方程式中未知的化学计量数)。

第3课时化学反应热的计算[学习目标定位] 1.理解盖斯定律，能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。

2.掌握有关反应热计算的方法技巧，进一步提高化学计算的能力。

一盖斯定律1．在化学科学研究中，常常需要通过实验测定物质在发生化学反应的反应热。

但是某些反应的反应热，由于种种原因不能直接测得，只能通过化学计算的方式间接地获得。

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。

2．从能量守恒定律理解盖斯定律从S→L，ΔH1<0，体系放出热量；从L→S，ΔH2>0，体系吸收热量。

根据能量守恒，ΔH1＋ΔH2＝0。

3．根据以下两个反应：C(s)＋O2(g)===CO2(g)ΔH1＝－393.5 kJ·m ol－1CO(g)＋12O2(g)===CO2(g)ΔH2＝－283.0 kJ·m ol－1根据盖斯定律，设计合理的途径，计算出C(s)＋12O2(g)===CO(g)的反应热ΔH。

答案根据所给的两个方程式，反应C(s)＋O2(g)===CO2(g)可设计为如下途径：ΔH1＝ΔH＋ΔH2ΔH＝ΔH1－ΔH2＝－393.5 kJ·m ol－1－(－283.0 kJ·m ol－1)＝－110.5 kJ·mol－1。

4．盖斯定律的应用除了“虚拟路径”法外，还有热化学方程式“加合”法，该方法简单易行，便于掌握。

试根据上题中的两个热化学方程式，利用“加合”法求C(s)＋12O2(g)===CO(g)的ΔH。

答案C(s)＋O2(g)===CO2(g)ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1CO2(g)===CO(g)＋12O2(g)ΔH2＝283.0 kJ·mol－1上述两式相加得C(s)＋12O2(g)===CO(g)ΔH＝－110.5 kJ·mol－1。

高二化学知识点总结选修四高二化学知识点总结选修四目录第一章、化学反应与能量第一节、化学反应与能量的变化第二节、燃烧热、能源第三节、化学反应热的计算第二章、化学反应速率和化学平衡第一节、化学反应速率第二节、影响化学反应速率的因素第三节、化学平衡第四节、化学反应进行的方向第三章、水溶液中的离子平衡第一节、弱电解质的电离第二节、水的电离和溶液的酸碱性第三节、盐类的水解第四节、难溶电解质的溶解平衡第四章、电化学基础第一节、原电池第二节、化学电源第三节、电解池第四节、金属的电化学腐蚀与防护第一章化学反应与能量考点1：吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。

2、常见的放热反应①一切燃烧反应;②活泼金属与酸或水的反应;③酸碱中和反应;④铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO 等均为吸热反应)。

3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2：反应热计算的依据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总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。

3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。

4.根据盖斯定律计算化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。

即如果一个反应可以分步进行，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。

温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。

②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。

5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。

第二章化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率1、化学反应速率的表示方法___________。

课题：第三节 化学反应热的计算(二) ---典型题专题授课班级 课 时1教 学 目 的知识与 技能 1、理解反应热2、了解反应热的计算过程与方法 综合运用反应热和盖斯定律的知识解决能量变化的实际问题情感态度 价值观 通过计算某些物质燃烧时的△H 数值，进一步认识煤、石油、天然气是当今世界上最重要的化石燃料，唤起学生对资源利用和环境保护的意识和责任感 重 点 反应热的计算 难 点盖斯定律的应用教学过程教学步骤、内容教学方法题型一： 已知一定量的物质参加反应放出的热量，计算反应热，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 。

解析：0.3mol 乙硼烷完全燃烧生成液态水放出649.5kJ 热量，则1mol 乙硼烷完全燃烧放出的热量为：因此乙硼烷燃烧的热化学反应方程式为：。

由于1mol 水汽化需吸热44kJ ，则3mol 液态水全部汽化应吸热：，所以1mol 乙硼烷完全燃烧产生气态水时放热：，则11.2L （标准状况）乙硼烷完全燃烧产生气态水放出热量是：。

【随堂练习】已知充分燃烧a g 乙炔气体时生成1mol 二氧化碳气体和液态水，并放出热量b kJ ，则乙炔燃烧的热化学方程式正确的是 A. 2C 2H 2(g)＋5O 2(g)＝4CO 2(g)＋2H 2O(l)； ΔH ＝－2b kJ / mol B. C 2H 2(g)＋5/2O 2(g)＝2CO 2(g)＋H 2O(l)； ΔH ＝2b kJ / mol C. 2C 2H 2(g)＋5O 2(g)＝4CO 2(g)＋2H 2O(l)； ΔH ＝－4b kJ / mol D. 2C 2H 2(g)＋5O 2(g)＝4CO 2(g)＋2H 2O(l)； ΔH ＝b kJ / mol 题型二：利用盖斯定律求反应热例2、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。

海高二化学教学资料（第一章化学反应与能量）辅导教师：钟才斌学校：姓名：教师评价：一、焓变反应热1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）符号：△H（2）单位：kJ/mol3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。

(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0吸收热量的化学反应。

（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。

②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。

④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变三、燃烧热1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。

燃烧热的单位用kJ/mol表示。

※注意以下几点：①研究条件：101 kPa②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。

③燃烧物的物质的量：1 mol ④研究内容：放出的热量。

（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热海1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。

2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。

第二章化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率课标要求1、掌握化学反应速率的含义及其计算2、了解测定化学反应速率的实验方法要点精讲1、化学反应速率（1）化学反应速率的概念化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度的物理量。

（2）化学反应速率的表示方法对于反应体系体积不变的化学反应，通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化值表示。

某一物质A的化学反应速率的表达式为：式中——某物质A的浓度变化，常用单位为mol·L-1。

——某段时间间隔，常用单位为s,min,h。

υ——物质A的反应速率，常用单位是mol·L-1·s-1，mol·L-1·s-1等。

（3）化学反应速率的计算规律①同一反应中不同物质的化学反应速率间的关系同一时间内，用不同的物质表示的同一反应的反应速率数值之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。

②化学反应速率的计算规律同一化学反应，用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比等于反应方程式中相应的物质的化学计量数之比，这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。

（4）化学反应速率的特点①反应速率不取负值，用任何一种物质的变化来表示反应速率都不取负值。

②同一化学反应选用不同物质表示反应速率时，可能有不同的速率数值，但速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。

③化学反应速率是指时间内的“平均”反应速率。

小贴士：①化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。

②由于在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的，因此对于有纯液体或纯固体参加的反应一般不用纯液体或纯固体来表示化学反应速率。

其化学反应速率与其表面积大小有关，而与其物质的量的多少无关。

通常是通过增大该物质的表面积（如粉碎成细小颗粒、充分搅拌、振荡等）来加快反应速率。

③对于同一化学反应，在相同的反应时间内，用不同的物质来表示其反应速率，其数值可能不同，但这些不同的数值表示的都是同一个反应的速率。

庖丁巧解牛诱学·导入·点拨材料：假期里我们去登泰山。

我们从山底出发，拾级而上，最终登上了南天门。

而另外几个人却另辟在化学反应中，也有一种类似的现象，如C 和O 2的反应：一种是C 和O 2直接反应生成CO 2，另一种是C 和O 2先生成CO ，CO 再和O 2反应生成CO 2问题设置：两种登山路径登的山一样高，那么C 和O 2反应生成CO 2要放出热量，上述材料中的两种生成CO2导入点拨：下面，我们就带着这个问题，来学习本节内容，学习盖斯定律，看一看化学反应的反应热是否与反应的途径有关。

知识·巧学·升华1.盖斯定律：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，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的反应2.3.表达形式：例如：H 2(g)+21O 2(g) H 2O(l)H 2(g)+21O 2(g) H 2O(g) ΔH 1=－241.8 kJ ·mol-1H 2O （g ）H 2O （l ） ΔH 2=－44.0 kJ ·mol -1ΔH =ΔH 1＋ΔH 2=－241.8 kJ ·mol -1+（－44.0 kJ ·mol -1=－285.8 kJ ·mol -1其数值与用量热计测得的数据相同。

要点提示 ΔH 的“＋”与“-”表示是吸热反应与放热反应，当其在运算过程中需要相加减时，其数据要带着＋”或“-”进行运算。

4.盖斯定律的意义：能把有些进行的很慢的反应，有些不容易直接发生的反应，以及产品不纯（有副根据反应热、燃烧热的定义，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1.燃烧热、反应热、热化学方程式的书写、盖斯定律，物质的量、物质的质量、气体的体积等之间的换算等相关内容。

2.(1)热化学方程式与数学上的方程式相似，可以移项，同时改变正、负号，各项的化学计量数包括ΔH 的数值可以同时扩大或(2)根据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH 相加或相减，得到一个新的热化(3)可燃物完全燃烧产生的热量=(1)CH 3COOH(l)+2O 2(g) 2CO 2(g)+2H 2O(l) ΔH 1=-870.3 kJ ·mol -1(2)C(s)+O 2(g) CO 2(g) ΔH 2=-393.5 kJ ·mol -1(3)H 2(g)+21O 2(g) H 2O(l) ΔH 3=-285.8 kJ ·mol-12C(s)+2H 2(g)+O 2(g) CH 3COOH(l)解析：根据盖斯定律，可将(1)(2)(3)三个方程式转化成所要求的方程式，然后将相应的反应热数据也答案：将(1)式反写(相当于可逆反应，ΔH 变号)，(2)式、(3)式各乘以2，并将三者相加，即可得所2C(s)+2O 2(g) 2CO 2(g) ΔH 2=-787.0 kJ ·mol -12H 2(g)+O 2(g) 2H 2O(l) ΔH 3=-571.6 kJ ·mol -1+)2CO 2(g)+2H 2O(l)CH 3CHOOH(l)+2CO 2(g) ΔH 1=-870.3 kJ ·mol -12C(s)+2H 2(g)+O 2(g) CH 3COOH(l) ΔH =-488.3 kJ ·mol -1答：反应2C(s)+2H 2(g)+O 2(g) CH 3COOH(l)的反应热为-488.3 kJ ·mol -1要点提示 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④用某种物质的燃烧热计算反应放出的总热量时，注意该物质一定要满足完全燃烧且生成稳定的氧化物这一条件。