《盖斯定律》 知识清单
一、盖斯定律的定义
盖斯定律是指在条件不变的情况下，化学反应的热效应只与起始和终了状态有关，而与变化途径无关。换句话说，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。
为了更好地理解这一定义，我们可以想象一个从 A 地到 B 地的旅程。无论您是选择直接的路线到达 B 地，还是经过了一些迂回的道路最终到达 B 地，两地之间的距离（就好比反应的热效应）是不会改变的。
二、盖斯定律的原理
盖斯定律的原理基于能量守恒定律。在化学反应中，能量的转化和守恒是始终不变的。当反应物转化为生成物时，所释放或吸收的能量是一定的，不会因为反应的步骤不同而有所改变。
例如，碳燃烧生成二氧化碳，可以一步完成（直接燃烧生成二氧化碳），也可以分两步进行（先燃烧生成一氧化碳，一氧化碳再燃烧生成二氧化碳），但总的能量变化是相同的。
三、盖斯定律的应用
1、 计算难以直接测量的反应热 有些化学反应的反应热很难直接通过实验测量得到，但我们可以通过盖斯定律，利用已知反应的热效应来计算。
比如，要计算反应 C(s) ＋ 1/2O₂(g) ＝ CO(g) 的反应热，我们可能无法直接测量，但如果我们知道反应 C(s) ＋ O₂(g) ＝ CO₂(g) 和反应
CO(g) ＋ 1/2O₂(g) ＝ CO₂(g) 的反应热，就可以通过盖斯定律来计算出目标反应的反应热。
2、 设计合理的反应途径
在化工生产中，为了提高反应的效率、降低成本等，我们可以根据盖斯定律来设计合理的反应途径。
例如，在合成氨的工业生产中，通过对反应步骤和条件的优化，以达到提高产率、节约能源的目的。
3、 比较不同反应的热效应
通过盖斯定律，我们可以将不同的反应转化为具有相同终态和始态的反应，从而比较它们的热效应大小。
四、盖斯定律的计算方法
1、 虚拟路径法
假设一个反应可以通过多种途径完成，我们可以虚拟出一条与已知反应相关的路径，然后根据盖斯定律进行计算。 例如，已知反应 A ＋ B ＝ C 的反应热为 ΔH₁，反应 C ＝ D 的反应热为 ΔH₂，要计算反应 A ＋ B ＝ D 的反应热，可以将两个反应相加，得到 A ＋ B ＝ C ＋ （C ＝ D) ＝ D，反应热为 ΔH₁ ＋ ΔH₂。
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盖斯定律及其应用
作者：乔家健
来源：《中学生数理化·教与学》2010年第12期
一、盖斯定律
1840年瑞士的化学家盖斯(Hess)在总结大量实验事实的基础上提出:一个化学反应不管是一步完成的,还是多步完成的,其热效应总是相同的.这叫做盖斯定律.可以看出,盖斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现.利用这一定律可以从已经精确测定的反应热效应来计算难于测量或不能测量的反应的热效应.
使用该定律要注意:
1.盖斯定律只适用于等温等压或等温等容过程,各步反应的温度应相同.
2.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.
3.各步反应均不做非体积功.
4.各个涉及的同一物质应具有相同的聚集状态.
5.化学反应的反应热(△H)只与反应体系的始态或终态有关,而与反应途径无关.
二、盖斯定律的简单应用
应用盖斯定律进行简单计算,关键在于设计反应过程,同时注意:
1.当反应式乘以或除以某数时,△H也应乘以或除以某数.
2.反应式进行加减运算时,△H也同样要进行加减运算,且要带“+”、“-”符号,即把△H看做一个整体进行运算.
3.通过盖斯定律计算、比较反应热的大小时,同样要把△H看做一个整体.
4.在设计的反应过程中常会遇到同一物质固、液、气三态的相互转化,状态由固→液→气变化时,会吸热;反之会放热.
5.当设计的反应逆向进行时,其反应热与正反应的反应热数值相等,符号相反. 龙源期刊网
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.即甲生成乙的焓变△H,甲生成丙的焓变△丙再生成乙的焓变△它们之间的关系如下:△H=△△
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，
ΔH1、ΔH2、ΔH3之间有如下的关系：ΔH1＝ΔH2＋ΔH3。
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)＋12O2(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)＋O2(g)===CO2(g)
ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1
(2)CO(g)＋12O2(g)===CO2(g)
ΔH2＝－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＝ΔH1－ΔH2。
则C(s)与O2(g)生成CO(g)的热化学方程式为C(s)＋12O2(g)===CO(g) ΔH＝－110.5
kJ·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：2H2(g)＋
O2(g)===2H2O(g)的ΔH为( )
A．－483.6 kJ·mol－1 B．－241.8 kJ·mol－1
高中化学--盖斯定律
盖斯定律（英语：Hess's law），又名反应热加成性定律（the law of additivity
of reaction heat）：若一反应为二个反应式的代数和时，其反应热为此二反应热的代数和。也可表达为在条件不变的情况下，化学反应的热效应只与起始和终了状态有关，与变化途径无关。它是由瑞士化学家Germain Hess发现并用于描述物质的热含量和能量变化与其反应路径无关，因而被称为赫斯定律。
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。
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)＋O2(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)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1
(2)CO(g)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2＝－283.0kJ·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＝ΔH1－ΔH2。 则C(s)与O2(g)生成CO(g)的热化学方程式为C(s)＋O2(g)===CO(g)ΔH＝－110.5 kJ·mol－1。
注意：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。
3.练习
1、 已知下列热化学方程式：
①Fe2O3(s)＋3CO(g)===2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH1＝－26.7 kJ·mol－1
