第一章 化学反应的热效应（考点串讲）-2024-2025学年高二化学上学期期末考点大串讲（人教版2019）

化学反应的热效应 第一章 考点串讲 人教版2019 目 录 CONTENTS 01 02 03 04 热化学方程式的书写与判断 反应热与焓变 中和热的测定 盖斯定律 01 反应热的比较与计算 思 维 导 图 反应热与焓变 1 考 点 梳 理 一、化学反应中能量变化的原因 考点01 反应热与焓变 1．从反应物和生成物的总能量相对大小的角度分析，如图所示 当反应物的总能量大于生成物的总能量，该化学反应就会放出能量；当生成物的总能量大于反应物的总能量，该化学反应就会吸收能量。 2．从反应热的量化参数——键能的角度分析 当反应物中化学键的断裂所吸收的能量大于形成生成物中的化学键所释放的能量时，该反应就要吸收能量；反之，该化学反应就会释放能量。 5 考 点 梳 理 一、化学反应中能量变化的原因 考点01 反应热与焓变 反应物 生成物 化学反应 键断裂 键生成 原子重新组合 吸收能量 放出能量 吸收能量 ＞ 释放能量 吸热反应ΔH>0 化学反应的实质：旧的化学键断裂和新的化学键形成过程。 吸收能量 ＜ 释放能量 放热反应ΔH<0 微观角度认识反应热的实质 6 考 点 梳 理 二、反应热与焓变的比较 考点01 反应热与焓变 反应热 焓变 概念 在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，所吸收或放出的热量 在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中吸收或释放的热量 符号 Q ΔH 单位 kJ kJ·mol－1 与能量变化的关系 Q＞0，反应放出热量 Q＜0，反应吸收热量 ΔH＞0，反应吸收热量 ΔH＜0，反应放出热量 相互关系 在恒压条件下的反应热即是焓变 7 考 点 梳 理 二、放热反应与吸热反应 考点01 反应热与焓变 放热反应 吸热反应 定义 放出热量的化学反应 吸收热量的化学反应 表示方法 ΔH＜0 ΔH＞0 形成原因   能量变化 反应物的总能量＞生成物的总能量 反应物的总能量＜生成物的总能量 键能变化 反应物的总键能＜生成物的总键能 反应物的总键能＞生成物的总键能 反应类型 ①所有的燃烧反应 ②大多数化合反应 ③所有的金属与酸、盐置换的反应 ④酸碱中和反应 ⑤铝热反应 ①大多数分解反应 ②Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应 ③C和CO2的反应 ④C和H2O(g)的反应 ⑤NaHCO3与盐酸的反应 8 考 点 梳 理 二、放热反应与吸热反应 考点01 反应热与焓变 反应过程图示 与化学键的关系 联系 ①ΔH＝反应物键能之和－生成物键能之和 ②键能越大，物质能量越低，越稳定；反之键能越小，物质能量越高，越不稳定 9 考 点 梳 理 二、反应热、中和热、燃烧热的异同点 考点01 反应热与焓变 1．反应热与燃烧热的比较   反应热 燃烧热 能量的变化 放热或吸热 放热 ΔH的大小 放热时，ΔH＜0；吸热时，ΔH＞0 ΔH＜0 反应物的量 不限 1 mol纯物质 生成物 无要求 指定产物 热化学方程式 有无数个 唯一 10 考 点 梳 理 二、反应热、中和热、燃烧热的异同点 考点01 反应热与焓变 2．燃烧热和中和热的比较   燃烧热 中和热 相同点 能量变化 放热 ΔH及其单位 ΔH＜0，单位均为kJ·mol－1 不同点 反应物的量 1 mol 不一定为1 mol 生成物的量 不确定 生成水的量为1 mol 反应热的含义 101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，即C→CO2(g)、H→H2O(l)、S→SO2(g)、N元素→N2(g)、X(卤素)→HX(g) 在稀溶液里，酸与碱发生中和反应生成1 mol水时所放出的热量 表示方法 燃烧热ΔH＝－a kJ·mol－1(a＞0) 强酸与强碱反应的中和热ΔH＝－57.3 kJ·mol－1 特点 物质燃烧一定放热，ΔH一定为负值 弱酸、弱碱电离吸热，中和热数值比57.3小，有沉淀生成的中和热数值比57.3大 11 考 点 梳 理 思维误区 考点01 反应热与焓变 1．化学反应过程中一定有能量变化，但不一定都以热能的形式放出，可能还有电能、光能等其他形式。 2．吸热反应、放热反应判断“两大”误区： 误区一：与反应条件有关。实际上，很多放热反应需要加热或点燃，如木炭燃烧等，而有些吸热反应在常温下即能发生，如Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应。 误区二：只要吸热就是吸热反应，只要放热就是放热反应。要清楚吸、放热反应是针对化学反应而言，如水的液化放出热量，但不是放热反应，因该过程为物理变化。 12 典 例 精 讲 考点01 反应热与焓变 【典例01-1】已知反应X＋Y=M＋N为放热反应，对该反应的下列说法中正确的是 A．X的焓一定高于M B．Y的焓一定高于N C．X和Y的总焓一定高于M和N的总焓 D．因为该反应为放热反应，故不必加热就可发生 C 13 举 一 反 三 考点01 反应热与焓变 【演练01】下列关于反应热和焓变的说法正确的是 A．放热反应的ΔH＜0，吸热反应的ΔH＞0 B．任何条件下，焓变完全等于反应热 C．所有化学反应的反应热都可以通过实验直接测得 D．生成物的总焓大于反应物的总焓时，ΔH＜0 A 14 举 一 反 三 考点01 反应热与焓变 【演练02】下列实验现象或图象信息不能充分说明相应的化学反应是放热反应的是 C 15 举 一 反 三 考点01 反应热与焓变 【演练03】一些烷烃的燃烧热如下表： 下列表达正确的是 A．正戊烷的燃烧热大于 B．稳定性：正丁烷>异丁烷 C．乙烷燃烧的热化学方程式为 D．相同质量的烷烃，碳的质量分数越大，燃烧放出的热量越多 A 16 热化学方程式的书写与判断 2 考 点 梳 理 一、热化学方程式的概念与意义 考点02 热化学方程式的书写与判断 能表示实际参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。 H2(g)+I2(g) ====== 2HI(g) △H=－14.9kJ/mol 200℃ 101kPa 物质状态 温度和压强 能量变化 表示1mol气态H2与1mol气态碘完全反应， 生成2mol气态HI时，放出14.9kJ的热量。 1．概念：表明反应所释放或吸收热量的化学方程式。 2．意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。 如N2H4(g)+O2(g) =N2(g)+2H2O(g)    ΔH=-534.4 kJ·mol-1 18 考 点 梳 理 二、热化学方程式的书写 考点02 热化学方程式的书写与判断 ① 书写时必须注明物质的聚集状态。因反应物和生成物的聚集状态不同，ΔH的数值及符号也不同 ② 化学计量数可以是整数，也可以是分数。因热化学方程式中各物质的化学计量数仅表示物质的物质的量 ③ ΔH写在方程式的后面，用“空格”隔开，ΔH后的数值要标“＋”或“－”且后面要写上kJ·mol－1 ④ ΔH的值必须与方程式中化学式前的化学计量数相对应。因ΔH与参加反应的物质的量有关，所以，若化学计量数加倍，则ΔH的数值也要加倍 ⑤ 当反应向逆反应方向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，但符号相反 ⑥ 不标注“↑”、“↓”以及反应条件，如“点燃”、“加热”等 19 考 点 梳 理 三、热化学方程式的正误判断 考点02 热化学方程式的书写与判断 一审ΔH的“+”“-”—放热反应ΔH为“-”,吸热反应ΔH为“+” 二审单位　—单位一定为“kJ·mol-1”,易错写成“kJ”或漏写 三审状态　—物质的聚集状态必须正确,特别是溶液中的反应易写错 四审数据对应性　—反应热的数值必须与方程式的化学计量数相对应,即化学计量数与ΔH的绝对值成正比。当反应逆向进行时, 其反应热与正反应的反应热数值相等,符号相反 五审是否符合概念—如燃烧热、中和热的热化学方程式 20 考 点 梳 理 思维误区 考点02 热化学方程式的书写与判断 1．ΔH与反应的“可逆性” 可逆反应的ΔH表示反应完全时的热量变化，与反应是否可逆无关，如N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)   ΔH＝－92.4 kJ·mol－1，表示在298 K时，1 mol N2(g)和3 mol H2(g)完全反应生成2 mol NH3(g)时放出92.4 kJ的热量。但实际上1 mol N2(g)和3 mol H2(g)充分反应，不可能生成2 mol NH3(g)，故实际反应放出的热量小于92.4 kJ。 2．书写与判断时要注意 ①有无漏写反应物或生成物的聚集状态。 ②有无漏写ΔH的正、负号，漏写单位kJ·mol－1或错写单位。 ③ΔH后的数值是否与化学计量数不一致。 21 典 例 精 讲 考点02 热化学方程式的书写与判断 【典例02-1】 D 22 举 一 反 三 考点02 热化学方程式的书写与判断 【演练01】 D 23 举 一 反 三 考点02 热化学方程式的书写与判断 【演练02】依据事实，写出下列反应的热化学方程式。 （1）1 mol N2 (g)与适量H2(g)起反应，生成NH3(g)，放出92.2 kJ热量______。 （2）卫星发射时可用肼(N2H4)作燃料，1 mol N2H4(l)在O2(g)中燃烧，生成N2(g)和H2O(l)，放出622 kJ热量 ______。 （3）1 mol Cu(s)与适量O2(g)起反应，生成CuO(s)，放出157 kJ热量______ 。 （4）1 mol C(s)与适量H2O(g)起反应，生成CO(g)和H2 (g)，吸收131.3 kJ热量______。 （5）汽油的重要成分是辛烷(C8H18)，1 mol C8H18 (l)在O2(g)中燃烧，生成CO2(g)和H2O(l)，放出5 518 kJ热量______。 24 举 一 反 三 考点02 热化学方程式的书写与判断 （1）N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) ΔH=-92.2kJ/mol （2）N2H4(l)+O2(g)=N2(g)+2H2O(l) ΔH=-622kJ/mol （3）Cu(s)+ O2(g)=CuO(s) ΔH=-157kJ/mol （4）C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g) ΔH=+131.3kJ/mol （5）C8H18(l)+ O2(g)=8CO2(g)+9H2O(l) ΔH=-5518kJ/mol 25 中和热的测定 3 考 点 梳 理 一、实验装置 考点03 中和热的测定 测量反应前后体系的温度 使反应物迅速混合，使反应充分进行，保持体系的温度均匀 起保温作用 27 考 点 梳 理 二、实验步骤 考点03 中和热的测定 (1)测量反应物温度(t1 ℃)： 用量筒分别量取50 mL 0.50 mol/L盐酸和50 mL 0.55 mol/LNaOH溶液，测量两溶液温度，并取其平均值记为t1 ℃。 (2)测量反应后体系温度(t2 ℃)： 使盐酸和NaOH溶液迅速在量热计中混合,并用玻璃搅拌器搅拌，记录混合溶液的最高温度为t2 ℃。 (3)重复操作2次，取温度差(t2-t1) ℃的平均值作为计算依据。 28 考 点 梳 理 三、数据处理 考点03 中和热的测定 所用盐酸和NaOH溶液均为稀溶液，近似认为其密度为1 g·cm-3，即盐酸和NaOH溶液的质量均为50 g，反应后生成的溶液的比热容c=4.18 J·g-1·℃-1，生成n(H2O)=0.50 mol/L×0.05 L=0.025 mol，则生成1 mol H2O时放出的热量为 kJ kJ 29 考 点 梳 理 四、实验注意事项 考点03 中和热的测定 1．为确保实验准确性，必须做到 （1）装置保温、隔热：以减少热量的损失，实验中使用了简易量热计。 （2）温度测量准确：实验操作时混合溶液时动作要快，以减少热量的损失，并注意以下三点。 ①实验要用同一支温度计，在测量酸、碱及混合液的温度后必须用水洗净后并用滤纸擦干再使用。 ②在测量反应混合液的温度时要随时读取温度值，记录下最高温度值。 ③温度计悬挂，使水银球处于溶液的中央位置，温度计不要靠在容器壁上或插入容器底部。 2．为保证酸、碱完全中和，常采取的措施是碱稍稍过量（实验中若使用弱酸或弱碱，会使测得数值偏小）。 3．中和热的数值(57.3 kJ·mol－1)是指稀的强酸和强碱反应生成可溶性盐和水时的反应热，非不是适用所有酸碱，浓酸(如浓硫酸)或浓碱溶于水时也要放热，中和热数值会大于57.3 kJ·mol－1，而弱酸或弱碱参与的中和反应，因弱酸或弱碱电离时要吸收热量，则中和热数值小于57.3 kJ·mol－1。 30 考 点 梳 理 五、误差分析 考点03 中和热的测定 由于实验仪器的保温、隔热效果和操作方面的原因，测定的实验值一般小于真实值[H＋(aq)＋OH－(aq)＝H2O(l)  ΔH＝－57.3 kJ·mol－1]。产生误差的可能原因有如下几个方面： （1）配制溶液的浓度有误差，量取溶液的体积有误差； （2）温度计的读数有误差； （3）实验过程中有液体洒在外面； （4）混合酸、碱溶液时，动作迟缓，导致实验误差； （5）隔热措施不佳，致使实验过程中热量损失而导致误差； （6）测了酸后的温度计未用水清洗而便立即去测碱的温度，因少量酸碱提前反应致使热量损失而引起误差。 31 考 点 梳 理 思维误区 考点03 中和热的测定 1．实验中改变酸碱的用量时，反应放出的热量发生改变，但中和热不改变。因为中和热是酸碱发生中和反应生成l mol H2O的反应热，中和热与酸碱用量无关。 2．中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离时的热效应。 3．为减小误差，中和热测定实验中应注意： （1）“快”：实验操作动作要快，减少热量的损失。 （2）“准”：温度在反应热的测量中是最重要的参数，在测量时读数要准。 （3）“稀”：所用酸液和碱液的浓度宜小不宜大。 32 典 例 精 讲 考点03 中和热的测定 【典例03-1】用如图所示的量热计进行中和热测定实验，将 盐酸与 溶液混合，温度从25.0℃升高到28.3℃。下列说法不正确的是 A．若量热计的保温瓶绝热效果不好，则所测ΔH偏小 B．实验中用过量NaOH，目的是为了确保酸溶液完全被中和 C．若选用同浓度同体积的醋酸溶液，则混合后溶液温度将低于28.℃ D．酸碱混合时，量筒内的NaOH溶液应快速倒入小烧杯中，不能用玻璃棒搅拌 A 33 举 一 反 三 考点03 中和热的测定 【演练01】在实验室用50mL0.25mol/L稀硫酸与50mL0.55mol/L溶液进行中和热测定，实验测得中和热为ΔH1，下列叙述正确的是 A．若改用60mL0.25mol/L稀硫酸进行实验，实验中放出的热量会增加，所测得的中和热数值也会变大 B．用环形玻璃搅拌棒是为了加快反应速率，减小实验误差，也可以换成铜质环形搅拌棒 C．实验中测得的中和热数值低于理论值，可能是由于用温度计测定NaOH溶液起始温度后直接测定稀硫酸溶液的温度 D．用同浓度、同体积的氨水和Ba（OH）2溶液代替NaOH溶液进行上述实验，测得的中和热分别为ΔH2和ΔH3，则ΔH3>ΔH1>ΔH2 C 34 举 一 反 三 考点03 中和热的测定 【演练02】某实验小组设计用0.55mol/L的NaOH溶液50mL与0.50mol/L的盐酸50mL置于如图所示的装置中进行测定中和热的实验。 （1）该装置中缺少的一种玻璃仪器是________，该仪器的作用是________。 （2）实验中，所用NaOH稍过量的原因是________。 （3）在中和热测定实验中，有用水洗涤温度计上的盐酸溶液的步骤，若无此操作，则测得的中和热数值_______ (填“偏大”、“偏小”或“不变”)。测量NaOH溶液温度时，温度计上的碱未用水冲洗，对测定结果有何影响？________ (填“偏大”、“偏小”或“无影响”)。 35 举 一 反 三 考点03 中和热的测定 （4）该实验小组做了三次实验，每次取盐酸和NaOH溶液各50 mL，并记录如表原始数据： 已知盐酸、NaOH溶液密度均近似为1.00g/cm3，中和后混合液的比热容c=4.18×10−3kJ/(g·℃)，则该反应的中和热ΔH= ________。(保留到小数点后1位) 36 举 一 反 三 考点03 中和热的测定 （1）玻璃搅拌器 让酸碱充分接触发生反应 （2）确保定量的HCl反应完全 （3）偏小 无影响 （4）−56.8kJ/mol 37 盖斯定律 4 考 点 梳 理 一、对盖斯定律的理解 考点04 盖斯定律 1.从反应途径的角度理解盖斯定律 一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。换句话说，在一定条件下，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.从能量守恒角度理解盖斯定律 39 考 点 梳 理 二、图例说明盖斯定律 考点04 盖斯定律 从反应途径角度：A→D： ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3 ＝－(ΔH4＋ΔH5＋ΔH6)； 从能量守恒角度： ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝0。 40 考 点 梳 理 三、利用盖斯定律书写热化学方程式 考点04 盖斯定律 利用盖斯定律书写热化学方程式的步骤： 41 考 点 梳 理 思维误区 考点04 盖斯定律 应用盖斯定律进行简单计算，关键在于设计反应过程，同时注意以下几点： ①反应式乘以或除以某数时，ΔH也应乘以或除以某数。 ②应式进行加减运算时，ΔH也同样要进行加减运算，且要带“＋”、“－”符号，即把ΔH看作一个整体进行运算。 ③过盖斯定律计算比较反应热的大小时，同样要把ΔH看作一个整体。 ④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。 42 典 例 精 讲 考点04 盖斯定律 【典例04-1】 C 43 举 一 反 三 考点04 盖斯定律 【演练01】已知：(I)C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH1 (II)H2(g)+ O2(g)=H2O(g) ΔH2 (III)CO(g)+ O2(g)=CO2(g) ΔH3 (IV)C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g) ΔH4 下列说法正确的是 A．ΔH1＜0、ΔH3＞0 B．ΔH4=ΔH2+ΔH3-ΔH1 C．ΔH2+ΔH3＜ΔH1 D．ΔH1、ΔH2、ΔH3分别对应为C、H2、CO的标准燃烧热 C 44 举 一 反 三 考点04 盖斯定律 【演练02】丙烷燃烧可以通过以下两种途径： 途径Ⅰ：C3H8(g)＋5O2(g)＝3CO2(g)＋4H2O(l)  ΔH＝－a kJ/mol 途径Ⅱ：C3H8(g)＝C3H6(g)＋H2(g)             ΔH＝＋b kJ/mol 2C3H6(g)＋9O2(g)＝6CO2(g)＋6H2O(l)   ΔH＝－c kJ/mol 2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l)          ΔH＝－d kJ/mol (a、b、c、d 均为正值) （1）判断等量的丙烷通过两种途径放出的热量，途径Ⅰ放出的热量_______ (填“大于 ”、“等于 ” 或“小于 ”)途径Ⅱ放出的热量。 （2）由于C3H8(g)＝C3H6(g)＋H2(g)的反应中，反应物具有的总能量_______ (填“大于”、“等 于”或“小于 ”)生成物具有的总能量，那么在化学反应时，反应物就需要_______ (填“放出 ” 或“吸收 ”)能量才能转化为生成物，因此其反应条件是______________ ； （3）b与a、c、d 的数学关系式是_______。 45 举 一 反 三 考点03 中和热的测定 （1）等于 （2）小于 吸收 加热 （3） 46 反应热的比较与计算 5 考 点 梳 理 一、∆H的大小比较 考点05 反应热的比较与计算 1．看符号比较ΔH ΔH的大小比较时包含“＋”“－”的比较。 吸热反应ΔH＞0，放热反应ΔH＜0，可判断吸热反应的ΔH大于放热反应的ΔH。 2．看化学计量数比较ΔH 同一化学反应：ΔH与化学计量数成正比。 如：H2(g)＋2(1)O2(g)＝H2O(l)  ΔH1＝－a kJ·mol－1 2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l)  ΔH2＝－b kJ·mol－1 可判断：b＝2a，所以ΔH1＞ΔH2。 48 考 点 梳 理 一、∆H的大小比较 考点05 反应热的比较与计算 3．看物质的聚集状态比较ΔH （1）同一反应，生成物的聚集状态不同 如：A(g)＋B(g)＝C(g)  ΔH1＜0 A(g)＋B(g)＝C(l)  ΔH2＜0 由物质的能量(E)的大小知热量：Q1＜Q2，反应为放热反应， 所以ΔH1＞ΔH2。 （2）同一反应，反应物的聚集状态不同 如：S(g)＋O2(g)＝SO2(g)  ΔH1 S(s)＋O2(g)＝SO2(g)  ΔH2 由物质的能量(E)的大小知热量：Q1＞Q2，反应为放热反应，则ΔH1＜ΔH2。 49 考 点 梳 理 一、∆H的大小比较 考点05 反应热的比较与计算 4．看反应之间的联系比较ΔH 如：C(s)＋O2(g)＝CO2(g)  ΔH1  C(s)＋2(1)O2(g)＝CO(g)  ΔH2 可判断：C(s)ΔH1(――→)CO2(g)，C(s)ΔH2(――→)CO(g)ΔH3(――→)CO2(g)；ΔH2＋ΔH3＝ΔH1，又因为ΔH3＜0，所以ΔH2＞ΔH1。 5．看可逆反应比较ΔH 如：工业生产硫酸过程中，SO2在接触室中被催化氧化为SO3，已知该反应为可逆反应，现将2 mol SO2、1 mol O2充入一密闭容器中充分反应后，放出的热量为98.3 kJ，2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g)  ΔH＝－Q kJ·mol－1，则Q＞98.3。 6．看中和反应的酸碱比较ΔH 生成1 mol H2O时：强酸和强碱的稀溶液的中和反应反应热ΔH＝－57.3 kJ·mol－1；弱酸、弱碱电离时吸热，反应时放出的总热量小于57.3 kJ；浓硫酸稀释时放热，反应时放出的总热量大于57.3 kJ。 50 考 点 梳 理 二、反应热的计算 考点05 反应热的比较与计算 (1)根据热化学方程式计算 根据热化学方程式计算焓变时常用的方法有关系式法、差量法、守恒法、方程组法等，在列比例式时，一定要做到两个量的单位“上下一致，左右相当”。 (2)根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=生成物的总能量-反应物的总能量 (3)根据反应物和生成物的键能计算ΔH=反应物的总键能-生成物的总键能 (4)根据可燃物的燃烧热计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|(燃烧热) (5)根据盖斯定律计算反应热 方法一：虚拟途径法 方法二：加和法 51 考 点 梳 理 思维误区 考点05 反应热的比较与计算 应用盖斯定律进行简单计算时，关键在于设计反应过程，同时注意： ①参照新的热化学方程式(目标热化学方程式)，结合原热化学方程式(一般2～3个)进行合理“变形”，如热化学方程式颠倒、乘除以某一个数，然后将它们相加、减，得到目标热化学方程式，求出目标热化学方程式的ΔH 与原热化学方程式之间ΔH 的换算关系。 ②当热化学方程式乘、除以某一个数时，ΔH也应相应地乘、除以某一个数；方程式进行加减运算时，ΔH也同样要进行加减运算，且要带“＋”、“－”符号，即把ΔH看作一个整体进行运算。 ③将一个热化学方程式颠倒书写时，ΔH 的符号也随之改变，但数值不变。 ④在设计反应过程中，会遇到同一物质的三态(固、液、气)的相互转化，状态由固→液→气变化时，会吸热；反之会放热。 52 典 例 精 讲 考点05 反应热的比较与计算 【典例05-1】 D 53 典 例 精 讲 考点05 反应热的比较与计算 【典例05-2】 A 54 举 一 反 三 考点05 反应热的比较与计算 【演练01】下列关于如图所示转化关系(X代表卤素)的说法不正确的是 A．ΔH3＜0 B．ΔH1+ΔH2+ΔH3=0 C．按照Cl、Br、I的顺序，△H2依次减少 D．一定条件下，拆开1 mol气态HX需要吸收a kJ能量， 则该条件下ΔH3=-2a kJ/mol B 55 举 一 反 三 考点05 反应热的比较与计算 【演练02】 B 56 $$