盖斯定律化学反应热的计算

利用盖斯定律计算△H计算步骤①根据带求解的热化学方程式中的反应物和生成物找出可用的已知热化学方程式②根据待求解的热化学方程式调整可用热化学方程式的方向，同时调整△H 的符合；根据待求解的热化学方程式将调整好的热化学方程式进行化简或扩大相应的倍数③将调整好的热化学方程式和△H 进行加和④△H 随热化学方程式的调整而相应进行加、减、乘、除运算题组训练1 （2018年全国卷I 28）已知：2N 2O 5(g) = 2N 2O 5(g)+O 2(g) ΔH 1=−4.4 kJ·mol −12NO 2(g) = N 2O 4(g) ΔH 2=−55.3 kJ·mol −1则反应N 2O 5(g)=2NO 2(g)+ O 2(g)的ΔH =_______ kJ·mol −1。

2 （2018年全国卷II 27） CH 4-CO 2催化重整不仅可以得到合成气（CO 和H 2），还对温室气体的减排具有重要意义。

回答下列问题：CH 4-CO 2催化重整反应为：CH 4(g)+ CO 2(g)=2CO(g)+2H 2(g)。

已知：C(s)+2H 2(g)=C H 4(g) ΔH =-75 kJ·mol −1 ；C(s)+O 2(g)=CO 2(g) ΔH =-394 kJ·mol −1C(s)+(g)=CO(g) ΔH =-111 kJ·mol −1该催化重整反应的ΔH ==______ kJ·mol −13 （2018年全国卷III 28）SiHCl 3在催化剂作用下发生反应： 2SiHCl 3(g)SiH 2Cl 2(g)+ SiCl 4(g) ΔH 1=48 kJ·mol −1 3SiH 2Cl 2(g)SiH 4(g)+2SiHCl 3 (g) ΔH 2=−30 kJ·mol −1 则反应4SiHCl 3(g)SiH 4(g)+ 3SiCl 4(g)的ΔH =__________ kJ·mol −1。

第三节盖斯定律化学反应热的计算中和热：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1mol H2O时所释放的热量称为中和热。

强酸与强碱反应生成可溶性盐的热化学方程式为：H+（aq）+ OH- (aq) == H2O(l) △H= -57.3kJ/mol盖斯定律：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。

即化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应途径无关。

假设反应体系的始态为S，终态为L，若S→L，△H﹤0；则L→S，△H﹥0。

1、100g碳燃烧所得气体中，CO占1/3体积，CO2占2/3体积，且C(s)+1/2 O2(g)==CO(g)△H=-110.35 kJ·mol-1，CO(g)+1/2 O2(g)===CO2(g) △H=—282.57kJ·mol-1与这些碳完全燃烧相比较，损失的热量是( )A、392.92kJB、2489.44kJC、784.92kJD、3274.3kJ2、火箭发射时可用肼(N2H4)作燃料,二氧化氮作氧化剂,这两者反应生成氮气和水蒸汽。

已知：N2(g)+2O2(g)=2NO2(g)△H=+67.7kJ·mol-1 N2H4(g)+O2(g)=N2(g)+2H2O(g)△H=-534kJ·mol-1则1mol气体肼和NO2完全反应时放出的热量为( )A、100.3kJB、567.85kJC、500.15kJD、601.7kJ3、已知：CH4(g)+2O2(g)==CO2(g)+2H2O(l) △H=-Q1kJ·mol-1H2(g)+O2(g)==2H2O(g) △H=-Q2kJ·mol-1H2(g)+O2(g)==2H2O(l) △H=-Q3kJ·mol-1常温下，取体积比为4：1的甲烷和氢气的混合气体11.2L(标准状况)，经完全燃烧后恢复到到常温，放出的热量(单位：kJ)为( )A、0.4Q1+0.05Q3B、0.4Q1+0.05Q2C、0.4Q1+0.1Q3D、0.4Q1+0.2Q34、充分燃烧一定量丁烷气体放出的热量为Q，完全吸收它生成的CO2生成正盐，需要5mol·L-1的kOH溶液100mL ，则丁烷的燃烧热为( )A、16QB、8QC、4QD、2Q5、已知胆矾溶于水时溶液温度降低。

利用盖斯定律计算反应热的方法【最新版3篇】篇1 目录1.引言2.盖斯定律及其应用3.利用盖斯定律计算反应热的方法4.结论篇1正文一、引言盖斯定律是一种广泛应用于化学反应能量计算的定律，它揭示了一个化学反应的焓变与反应步骤之间的关系。

本章节将介绍盖斯定律的基本原理以及其在实际应用中的价值。

二、盖斯定律及其应用盖斯定律是指在一个包含多个步骤的化学反应中，各步反应的焓变之和等于该总反应的焓变。

换句话说，我们可以利用已知的反应步骤计算出总反应的焓变，而不必进行实际实验。

这一理论为我们提供了一种高效计算反应热的方法。

三、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可以分为以下几个步骤：1.确定初始和目标反应。

根据题目中的条件，确定初始和目标反应，以及它们的焓变。

2.确定中间步骤。

根据题目中的条件，确定初始反应和目标反应之间的中间步骤，以及每个中间步骤的焓变。

3.计算总反应的焓变。

根据初始反应、目标反应和中间步骤的焓变，利用盖斯定律计算总反应的焓变。

4.确定温度和压力。

根据题目中的条件，确定计算反应热所需的温度和压力。

5.利用公式计算反应热。

根据总反应的焓变、温度和压力，利用公式计算反应热。

四、结论利用盖斯定律计算反应热的方法是一种高效、简便的方法，可以大大减少实验误差和实验时间。

篇2 目录1.引言2.盖斯定律及其应用3.利用盖斯定律计算反应热的方法4.结论篇2正文一、引言盖斯定律是一种广泛应用于化学反应能量计算的定律，它揭示了一个化学反应的焓变只与反应物和产物的相对焓变有关，而与反应的具体途径无关。

本文将介绍利用盖斯定律计算反应热的方法。

二、盖斯定律及其应用盖斯定律是指一个化学反应的焓变只与反应物和产物的相对焓变有关，而与反应的具体途径无关。

也就是说，一个化学反应的焓变可以通过加和各个反应物和产物的焓变来计算。

三、利用盖斯定律计算反应热的方法1.确定反应物和产物：首先，我们需要确定要计算反应热的化学反应。

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。

反应热计算方法
反应热的计算
(1)盖斯定律内容：不管化学反应是一步完成或是分几步完成，其反应热是相同的。

或者说，化学反应的的反应热只与体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。

反应热的计算常见方法：
(1)利用键能计算反应热：通常人们把拆开1mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能，键能通常用E表示，单位为kJ/mol或kJ·mol-1。

方法：ΔH=∑E(反应物)-∑E(生成物)，即ΔH等于反应物的键能总和与生成物的键能总和之差。

如反应H2(g)+Cl2(g)===2HCl(g)ΔH=E(H—H)+E(Cl—Cl)-2E(H—Cl)。

(2)由反应物、生成物的总能量计算反应热：ΔH=生成物总能量-反应物总能量。

(3)根据盖斯定律计算：
反应热与反应物的物质的量成正比。

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。

例如：由图可得ΔH=ΔH1+ΔH2.
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第一章第三节化学反应热的计算教学目标：1.从能量守恒的角度理解并且掌握盖斯定律。

2.能正确运用盖斯定律解决具体问题。

3.学会化学反应热的有关计算。

重点：1.盖斯定律的理解运用。

难点：1.盖斯定律的理解和运用。

教学过程教学环节教师活动学生活动设计意图导入新课【投影】已知25℃、101kPa时，C(s)和CO(g)的燃烧热化学方程式：C(s)+O2(g)=CO2(g) △H1＝-393.5 kJ/molCO(g)+21O2(g)=CO2(g) △H2＝-283.0 kJ/mol【提问】如何得到：C(s) +21O2(g) ═CO(g)的反应热△H3？思考，计算以一个学生熟知的反应入手，学生不自觉得利用盖斯定律。

盖斯定律【投影】把以上两个热化学方程式代表的含义投影到能量坐标中帮助学生理解。

引出：C(s) +21O2(g) ═CO(g) △H3=-110.5kJ/mol从数值上看到三个△H之间的关系是：△H1=△H2+△H3【讲述】以这个题目为例，我们看到，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。

这就是著名的盖斯定律。

——以瑞士化学家盖斯命名。

【分析】为什么盖斯定律成立呢？它的理论基础是什看投影，理解，思考讲解盖斯定律的含义、理论支撑、意义么？从能量守恒定律来论证。

课本p11~12【再分析】盖斯定律的意义何在呢？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），这给反应热的直接测定造成了困难，此时我们就可以利用盖斯定律来计算。

比方说，之前举出的例子，C与O2发生不完全燃烧生成CO的△H就无法直接测得。

盖斯定律的应用【投影】练习：在25℃、101kPa时，石墨、金刚石燃烧的热化学方程式分别为：C(石墨，s)+O2(g)=CO2(g) △H1=-393.5kJ/molC(金刚石，s)+O2(g)=CO2(g)△H2=-395.0kJ/mol石墨能转化为金刚石吗？写出相应的热化学方程式。

第三节 化学反应热的计算[知 识 梳 理]一、盖斯定律 1.内容不论化学反应是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的(填“相同”或“不同”)。

2.特点(1)反应的热效应只与始态、终态有关，与途径无关。

(2)反应热总值一定，如下图表示始态到终态的反应热。

则ΔH ＝ΔH 1＋ΔH 2＝ΔH 3＋ΔH 4＋ΔH 5。

(3)能量守恒：能量既不会增加，也不会减少，只会从一种形式转化为另一种形式。

【自主思考】已知H 2(g)＋12O 2(g)===H 2O(g) ΔH ＝－241.8 kJ/mol ，而H 2O(g)―→H 2O(l) ΔH ＝－44.0 kJ/mol ，请问若1 mol H 2和12 mol O 2反应生成液态水，放出的热量是多少？ 提示 Q ＝(241.8 kJ/mol ＋44 kJ/mol)×1 mol ＝285.8 kJ 。

二、反应热的计算 1.主要依据热化学方程式、键能、盖斯定律及燃烧热等数据。

2.主要方法(1)依据热化学方程式：反应热的绝对值与各物质的物质的量成正比，依据热化学方程式中的ΔH求反应热，如(2)依据盖斯定律：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，得到一个新的热化学方程式，同时反应热也作相应的改变。

(3)依据反应物断键吸收热量Q吸与生成物成键放出热量Q放进行计算：ΔH＝Q吸－Q。

放(4)依据反应物的总能量E反应物和生成物的总能量E生成物进行计算：ΔH＝E生成物－E。

反应物(5)依据物质的燃烧热ΔH计算：Q放＝n可燃物×|ΔH|。

(6)依据比热公式计算：Q＝cmΔt。

[效果自测]1.判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。

(1)同温同压下，氢气和氯气分别在光照条件下和点燃的条件下发生反应时的ΔH 不同。

()(2)对于放热反应，放出的热量越多，ΔH就越大。

()(3)2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)ΔH＝－571.6 kJ·mol－1，ΔH＝－571.6 kJ·mol－1的含义是指每摩尔该反应所放出的热量。

一、反应热的计算1．已知热化学方程式：SO 2(g)+ 1/2O 2(g) SO 3(g) ΔH ＝―98.32kJ ／mol ，在容器中充入2molSO 2和1molO 2充分反应，最终放出的热量为（ ）A ．196.64kJB ．小于98.32kJC ．小于196.64kJD ．大于196.64kJ2．已知两个热化学方程式：C(s)＋O 2(g) ＝CO 2(g) ΔH ＝―393.5kJ/mol2H 2(g)＋O 2(g) ＝2H 2O(g) ΔH ＝―483.6kJ/mol现有炭粉和H 2组成的悬浮气共0.2mol ，使其在O 2中完全燃烧，共放出63.53kJ 的热量，则炭粉与H 2的物质的量之比是（ ）A ．1︰1B ．1︰2C ．2︰3D ．3︰23．白磷与氧可发生如下反应：P 4+5O 2=P 4O 10。

已知断裂下列化学键需要吸收的能量分 别为：P —P a kJ/mol 、P —O b kJ/mol 、P=O c kJ/mol 、O=O dkJ/mol 。

根据图示的分子结构和有关数据估算该反应的ΔH ，其中正确的是（ ）A ．（6a +5d －4c －12b ）kJ/molB ．（4c +12b －6a －5d ）kJ/molC ．（4c +12b －4a －5d ）kJ/molD ．（4a +5d －4c －12b ）kJ/mol4、两步反应的能量变化示意图如下：①第一步反应是________反应(选填“放热”或“吸热”)，判断依据是________________________________________________________________________。

②1 mol NH ＋4(aq)全部氧化成NO －3(aq)的热化学方程式是________________________________________________________________________。

第三节 化学反应热的计算第1课时 化学反应热的计算[目标要求] 1.理解盖斯定律的意义。

2.能用盖斯定律和热化学方程式进行有关反应热的简单计算。

一、盖斯定律 1．含义(1)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。

(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。

例如，ΔH 1、ΔH 2、ΔH 3之间有如下的关系：ΔH 1＝ΔH 2＋ΔH 3。

2．意义利用盖斯定律，可以间接地计算一些难以测定的反应热。

例如：C(s)＋12O 2(g)===CO(g)上述反应在O 2供应充分时，可燃烧生成CO 2；O 2供应不充分时，虽可生成CO ，但同时还部分生成CO 2。

因此该反应的ΔH 不易测定，但是下述两个反应的ΔH 却可以直接测得：(1)C(s)＋O 2(g)===CO 2(g)ΔH 1＝－393.5 kJ·mol －1(2)CO(g)＋12O 2(g)===CO 2(g)ΔH 2＝－283.0 kJ·mol －1根据盖斯定律，就可以计算出欲求反应的ΔH 。

分析上述两个反应的关系，即知：ΔH ＝ΔH 1－ΔH 2。

则C(s)与O 2(g)生成CO(g)的热化学方程式为C(s)＋12O 2(g)===CO(g) ΔH ＝－110.5kJ·mol －1。

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例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：2H 2(g)＋ O 2(g)===2H 2O(g)的ΔH 为( )A ．－483.6 kJ·mol －1B ．－241.8 kJ·mol －1C ．－120.6 kJ·mol －1D ．＋241.8 kJ·mol －12．利用燃烧热数据，求算燃烧反应中的其它物理量例2甲烷的燃烧热ΔH＝－890.3 kJ·mol－11 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－1B．5.56×104 kJ·mol－1C．5.56×104 kJ D．－5.56×104 kJ3．利用盖斯定律的计算例3已知下列热化学方程式：①Fe2O3(s)＋3CO(g)===2Fe(s)＋3CO2(g)ΔH1＝－26.7 kJ·mol－1②3Fe2O3(s)＋CO(g)===2Fe3O4(s)＋CO2(g)ΔH2＝－50.75 kJ·mol－1③Fe3O4(s)＋CO(g)===3FeO(s)＋CO2(g)ΔH3＝－36.5 kJ·mol－1则反应FeO(s)＋CO(g)===Fe(s)＋CO2(g)的焓变为()A．＋7.28 kJ·mol－1B．－7.28 kJ·mol－1C．＋43.68 kJ·mol－1D．－43.68 kJ·mol－1知识点一盖斯定律及应用1．运用盖斯定律解答问题通常有两种方法：其一，虚拟路径法：如C(s)＋O2(g)===CO2(g)，可设置如下：ΔH1＝ΔH2＋ΔH3其二：加合(或叠加)法：即运用所给方程式就可通过加减的方法得到新化学方程式。

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：____________________________________________________________________________________________。