2025届高三化学一轮复习　反应热及计算 知识点突破 讲义

高考专题　反应热及计算 知识点突破 课标解读 1.认识化学能与热能的相互转化，等压条件下化学反应的反应热可以用焓变表示。 2．了解热化学方程式的含义，能正确书写热化学方程式。 反应热　焓变 必备知识·梳理夯实 知识梳理 1．化学反应的实质与特征 2．体系和环境 (1)体系： 反应物　及发生的 反应　看作一个反应体系。 (2)环境：盛反应物的仪器及周围的 空气　等看作环境。 3．焓变和反应热 4．吸热反应和放热反应 (1)从物质的总能量角度分析 (2)从键能的角度分析 (3)常见的吸热反应和放热反应 放热反应(ΔH<0) 吸热反应(ΔH>0) ①可燃物的燃烧 ②酸碱中和反应 ③大多数化合反应 ④金属跟酸(或水)的置换反应 ⑤物质的缓慢氧化 ⑥铝热反应 ⑦Na2O2与CO2、H2O的反应等 ①大多数分解反应 ②盐的水解 ③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应 ④C与水蒸气、C与CO2的反应等 5.科学思维：图解反应热与活化能的关系 (1)在无催化剂的情况下，E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能，ΔH＝E1－E2。 (2)催化剂能降低反应所需活化能。但不影响焓变的大小。 [微点归纳]　(1)焓是与内能有关的相对比较抽象的一个物理量，焓变的值只与始末状态有关而与过程无关。 (2)物质的焓越小，具有的能量越低，稳定性越强。 (3)物质的物理变化过程中，也会有能量的变化，不属于吸热反应或放热反应； (4)化学反应是放热还是吸热与反应发生的条件没有必然联系。如吸热反应NH4Cl晶体与Ba(OH)2·8H2O晶体在常温常压下即可进行，而很多放热反应需要在加热的条件下引发才能进行，如铝热反应。 自主小练 1．易错辨析：正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)物质发生化学变化时一定伴随能量变化。( √ ) [提示]　反应物中化学键断裂吸收能量，生成物中形成化学键释放能量。 (2)有化学键断裂的变化一定是化学反应，且反应吸热。( × ) [提示]　化学反应既有化学键的断裂，又有化学键的形成，例如HCl溶于水断裂共价键，但没有新键形成，是物理变化过程；反应的吸、放热取决于旧键断裂吸收的能量与新键形成释放的能量相对大小。 (3)体系吸热能量增加，焓不一定增大。( × ) [提示]　体系吸热转化为内能，内能增大，焓一定增大。 (4)物质发生化学变化时伴有能量变化，故有能量变化的过程都是化学变化。( × ) (5)在常温下，吸热反应不能发生，放热反应可以发生。( × ) (6)放热反应中，反应物化学键断裂吸收的总能量低于生成物形成化学键放出的总能量。( √ ) (7)NH4NO3固体溶于水时吸热，属于吸热反应。( × ) [提示]　NH4NO3固体溶于水是物理变化，不属于吸热反应。 (8)同温同压下，反应H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)在光照和点燃条件下的ΔH不同。( × ) [提示]　焓变与反应条件无关，此反应在光照和点燃条件下的ΔH相同。 (9)活化能越大，表明反应断裂旧化学键需要克服的能量越大。( √ ) [提示]　断裂旧化学键所需要克服的能量总和就等于该反应的活化能，故说法正确。 (10)催化剂能加快H2O2的分解，同时改变了该反应的反应热。( × ) (11)同一物质的聚集状态不同，所具有的能量也不同，“焓”也不同，一般来说气态>液态>固态。( √ ) (12)物质的物理变化过程中，也会有能量变化，但不属于吸热反应和放热反应。( √ ) 2．H2O2分解反应过程能量变化如图所示： (1)该反应是 放热　(填“吸热”或“放热”)反应，2H2O2(l)===2H2O(l)＋O2(g)　ΔH＝ 2(E1－E2)kJ·mol－1　。 (2)使用MnO2催化剂，E3将 降低　(填“升高”“降低”或“不变”)。 [提示]　根据图示可知，该反应是放热反应；根据图中数据，2H2O2(l)===2H2O(l)＋O2(g)　ΔH＝2(E1－E2)kJ·mol－1；使用催化剂，能降低反应的活化能。 考点突破·训练提升 微考点1　反应热与能量变化的关系 1．(2024·河北衡水高三检测)化学反应①AB和②BC的能量变化如图所示。下列有关该反应的叙述错误的是( B ) A．反应①的焓变ΔH1>0 B．反应②在升高温度时，平衡向正反应方向移动 C．反应②的活化能小于反应①的活化能 D．总反应AC的焓变ΔH3>0 [解析]　反应①中，反应物总能量小于生成物总能量，为吸热反应，则其焓变ΔH1>0，A正确；反应②是放热反应，升高温度时，平衡向逆反应方向移动，B错误；由题图可知，反应②的活化能明显小于反应①，C正确；总反应AC的反应物总能量小于生成物总能量，该反应为吸热反应，则其焓变ΔH3>0，D正确。 2．(2024·湖南长沙高三检测)CO2的转化一直是世界范围内的研究热点。利用两种金属催化剂，在水溶液体系中将CO2分别转化为CO和HCOOH的反应过程示意图如图所示，下列说法正确的是( D ) A．在转化为CO的路径中，只涉及碳氧键的断裂和氧氢键的形成 B．在转化为HCOOH的路径中，CO2被氧化为HCOOH C．两个转化路径均有非极性键的形成 D．上述反应过程说明催化剂具有选择性 [解析]　由图看出路径中有碳氧键的断裂、氧氢键的形成和碳氧三键的形成，A错误；HCOOH的C元素化合价为＋2，CO2为＋4，化合价降低，CO2被还原为HCOOH，B错误；根据转化示意图可知，两个转化路径中，不存在非极性键的形成，C错误；由该示意图可知CO2在两种金属催化剂作用下生成两种不同产物，即催化剂具有选择性，D正确。 【对点训练】　 1．(2024·山东青岛高三检测)理论研究表明，在101 kPa和298 K下，HCN(g)HNC(g)异构化反应过程的能量变化如图所示。下列说法错误的是( A ) A．一分子HCN中的总键能比一分子HNC的总键能小 B．该异构化反应的ΔH＝＋59.3 kJ·mol－1 C．过渡态不稳定，故无法观察也无法分离 D．使用催化剂可以改变活化分子百分数 [解析]　由题图可知，HCNHNC的正反应是吸热反应，则反应物的总键能大于生成物的总键能，A错误；由题图可知，该异构化反应的ΔH＝＋59.3 kJ·mol－1，B正确；过渡态具有较高能量，不稳定，无法观察和分离，C正确；使用催化剂可改变反应的活化能，从而改变活化分子的百分数，D正确。 2．(2024·吉林市二调)1868年狄青和洪特发现了用空气中的氧气来氧化氯化氢气体制取氯气的方法：4HCl(g)＋O2(g)===2Cl2(g)＋2H2O(g)。该反应的能量变化如图所示，下列说法正确的是( C ) A．该反应为吸热反应 B．若H2O为液态，则生成物总能量将变大 C．该反应发生时向环境释放能量 D．断开旧化学键吸收的总能量大于形成新化学键所释放的总能量 [解析]　由图示可知，4HCl(g)＋O2(g)===2Cl2(g)＋2H2O(g)　ΔH<0，则断裂旧化学键吸收的总能量小于形成新化学键释放的总能量，A、D错误；若H2O由气态变为液态，放出热量，生成物总能量变小，B错误；化学反应遵循能量守恒定律，则反应时向环境释放能量，C正确。 3．(2024·河北衡水高三检测)氮的氧化物转化是环境化学热点问题之一。研究发现，H2还原NO的反应2NO(g)＋2H2(g)===N2(g)＋2H2O(l)分两步进行：①2NO(g)＋H2(g)===N2(g)＋H2O2(l)；②H2O2(l)＋H2(g)===2H2O(l)。其能量变化如图所示(Ts代表过渡态)。下列叙述正确的是( C ) A．②是放热反应，①是吸热反应 B．H2O2是该反应的催化剂 C．反应①的活化能大于反应② D．加入催化剂的目的是降低Ts2的能量 [解析]　观察题图，反应①和反应②中反应物总能量都高于生成物总能量，故均为放热反应，A项错误；H2O2为反应①的产物，反应②的反应物，故H2O2不是催化剂，应是中间产物，B项错误；由题图知反应①的活化能大于反应②，C项正确；反应①所需活化能高，反应速率由反应①决定，故加入催化剂的目的是降低Ts1的能量，D项错误。 [易错警示]　分多步进行的化学反应，化学反应速率由活化能最大的反应决定，此处活化能指正反应的活化能。 归纳拓展： 1 焓变与反应中物质能量变化的关系 (1)焓变与能量变化的关系：ΔH＝E(生成物的总能量)－E(反应物的总能量)； (2)焓变与活化能(Ea)的关系：ΔH＝Ea(正反应)－Ea(逆反应)。 2 焓变与物质总键能的关系 (1)焓变：ΔH＝∑E(反应物的总键能)－∑E(生成物的总键能) (2)1 mol重要物质中的化学键数目(设NA为阿伏加德罗常数的值) 物质 CO2 CH4 P4 金刚石 Si SiO2 化学键 C===O C—H P—P C—C Si—Si Si—O 化学键 数目 2NA 4NA 6NA 2NA 2NA 4NA 微考点2　根据键能计算反应的变 1．(2021·浙江1月选考，20)已知共价键的键能与热化学方程式信息如下表： 共价键 H—H H—O 436 463 热化学方程式 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH＝－482 kJ·mol－1 则2O(g)===O2(g)的ΔH为( D ) A．428 kJ·mol－1 B.－428 kJ·mol－1 C．498 kJ·mol－1 D.－498 kJ·mol－1 [思路点拨]　解答本题的思路分析如下： ① 依据2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)的ΔH及H—H、H—O的键能O===O的键能 ② 结合键能的含义及O===O的键能2O(g)===O2(g)的ΔH [解析]　反应2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)的ΔH＝2E(H—H)＋E(O===O)－4E(H—O)＝－482 kJ·mol－1，又知E(H—H)＝436 kJ·mol－1，E(H—O)＝463 kJ·mol－1，则有2×436 kJ·mol－1＋E(O===O)－4×463 kJ·mol－1＝－482 kJ·mol－1，解得E(O===O)＝498 kJ·mol－1。结合键能的含义，2O(g)===O2(g)过程形成O===O，放出热量，则2O(g)===O2(g)的ΔH＝－498 kJ·mol－1。 2．(2021·湖南卷，节选)氨气中氢含量高，是一种优良的小分子储氢载体，且安全、易储运，可通过下面方法由氨气得到氢气。 方法Ⅰ：氨热分解法制氢气 相关化学键的键能数据 化学键 N≡N H—H N—H 键能E/(kJ·mol－1) 946 436.0 390.8 一定温度下，利用催化剂将NH3分解为N2和H2。反应2NH3(g)N2(g)＋3H2(g)　ΔH＝ ＋90.8　kJ·mol－1。 [思路点拨]　从化学反应的本质理解化学反应的反应热产生的原因并加以计算。一是结合物质结构明确“总”键能，二是明确“前”减“后”，即ΔH＝反应物总键能(旧键断裂吸收的能量)－生成物总键能(新键生成释放的能量)。 [解析]　根据反应热＝反应物的总键能－生成物的总键能，2NH3(g)N2(g)＋3H2(g)　ΔH＝390.8 kJ·mol－1×3×2－(946 kJ·mol－1＋436.0 kJ·mol－1×3)＝＋90.8 kJ·mol－1。 【对点训练】　 1．(2024·上海宝山区行知中学月考)用Cl2生产某些含氯有机物时会产生副产物HCl，利用反应a可实现氯的循环利用。 反应a：4HCl(g)＋O2(g)===2Cl2(g)＋2H2O(g)　ΔH＝－115.6 kJ·mol－1 已知：ⅰ. ⅱ.H2O(g)===H2O(l)　ΔH＝－44 kJ·mol－1 下列说法不正确的是( C ) A．反应a中反应物的总能量高于生成物的总能量 B．反应a中涉及极性键、非极性键的断裂和形成 C．4HCl(g)＋O2(g)===2Cl2(g)＋2H2O(l)　ΔH＝－159.6 kJ·mol－1 D．断开1 mol H—O与断开1 mol H—Cl所需能量相差约为31.9 kJ [解析]　反应a的焓变为负值，则反应a为放热反应，所以反应a中反应物的总能量高于生成物的总能量，A项正确；①4HCl(g)＋O2===2Cl2(g)＋2H2O(g)　ΔH1＝－115.6 kJ/mol，②H2O(g)===H2O(l)　ΔH2＝－44 kJ/mol，根据盖斯定律由①＋②×2得4HCl(g)＋O2(g)===2Cl2(g)＋2H2O(l)的ΔH3＝－203.6 kJ/mol，C项错误；根据反应热＝反应物总键能－生成物总键能得，4×E(H—Cl)＋498 kJ/mol－[2×243 kJ/mol＋4×E(H—O)]＝－115.6 kJ/mol，得到4×E(H—O)－4×E(H—Cl)＝(498－486＋115.6)kJ/mol＝127.6 kJ/mol，E(H—O)－E(H—Cl)＝31.9 kJ/mol，D项正确。 2．(2023·上海徐汇二模，19改编)氢气是一种清洁能源，下图是H2和O2反应生成H2O的能量变化示意图，由图可知下列说法中正确的是( A ) A．2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH＝－571.6 kJ·mol－1 B．生成2 mol H2O(g)需要吸收483.6 kJ的能量 C．H2和O2具有的总能量比H2O所具有的总能量高 D．H2O(g)―→H2O(l)，断键吸收的能量小于成键释放的能量 [解析]　由图示知，反应物的总能量比生成物的总能量高，为放热反应，A项正确；由图示知，生成2 mol H2O(g)需要放出483.6 kJ的能量，B项错误；由图示知，2 mol H2和1 mol O2具有的总能量比2 mol H2O所具有的总能量高，C项错误；H2O(g)―→H2O(l)过程中需要放出热量，属于物理变化，只是状态改变，没有化学键断裂，D项错误。 3．(2023·江西南昌模拟)NH3和NO是有毒气体，在一定条件下，二者可通过反应转化为无害的N2和H2O。已知：1 mol N≡N、1 mol N—H、1 mol NO中的化学键、1 mol H—O的键能分别为946 kJ·mol－1、391 kJ·mol－1、607 kJ·mol－1、463 kJ·mol－1，则该反应4NH3(g)＋6NO(g)5N2(g)＋6H2O(g)的ΔH为( A ) A．－1 952 kJ·mol－1 B.＋430 kJ·mol－1 C．－1 780 kJ·mol－1 D.－450 kJ·mol－1 [解析]　根据反应热与物质的键能之间的关系可知，反应4NH3(g)＋6NO(g)5N2(g)＋6H2O(g)的ΔH＝∑E(反应物的总键能)－∑E(生成物的总键能)＝12E(N—H)＋6E(NO中的化学键)－5E(N≡N)－12E(H—O)＝12×391 kJ·mol－1＋6×607 kJ·mol－1－5×946 kJ·mol－1－12×463 kJ·mol－1＝－1 952 kJ·mol－1，故选A。 热化学方程式　燃烧热 必备知识·梳理夯实 知识梳理 1．热化学方程式 (1)定义 表明反应所 释放　或 吸收　的热量的化学方程式，不仅表明了化学反应中的 物质　变化，也表明了化学反应中的 能量　变化。 (2)书写步骤及要求 [微点归纳]　(1)热化学方程式与化学(离子)方程式的3个不同点 ①热化学方程式一般不注明反应条件； ②热化学方程式不标“↑”“↓”，但必须用s、l、g、aq等标出物质的聚集状态； ③热化学方程式的化学计量数只表示物质的量，其ΔH必须与化学方程式及物质的聚集状态相对应。 (2)ΔH应包括“＋”或“－”、数值和单位(kJ·mol－1)。 (3)可逆反应的ΔH表示完全反应的热量变化，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101 kPa、25 ℃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。正、逆反应的ΔH的绝对值相等，符号相反。 (4)同素异形体之间转化的热化学方程式(如金刚石和石墨)除了要注明物质的聚集状态之外，还要注明物质的名称。 2．中和反应反应热及测定 (1)中和反应反应热 　　　　具有保温性，减少热量的散失 　　　　　　　　　　 (2)测定原理：通过简易量热计测定体系在反应前后的 温度　变化，再利用有关物质的比热容来计算反应热。 (3)实验装置 (4)实验步骤 ①测量并记录反应前体系的 平均　温度为t1 ℃，②测量并记录反应后体系的 最高　温度为t2 ℃，重复上述步骤①②两次。 (5)数据处理：取三次测量所得温度的平均值作为计算依据。中和反应反应热：ΔH＝－，m酸、m碱分别代表酸溶液、碱溶液的质量，反应后生成的溶液的比热容c＝4.18 J·g－1·℃－1＝4.18 kJ·kg－1·℃－1，n为生成H2O的物质的量。 (6)注意事项 ①泡沫塑料板和碎泡沫塑料(或纸条)的作用是 保温隔热防止热量散失　。 ②为保证酸完全中和，采取的措施是 碱稍过量　。 ③因为弱酸或弱碱存在电离平衡，电离过程需要吸热，实验中若使用弱酸、弱碱，则测得的数值会有误差(反应热数值偏小)。 3．燃烧热——可燃物为1 mol，产物化学性质稳定、物理状态稳定 [微点归纳]　理解燃烧热和中和反应反应热的注意事项 (1)中和热是强酸、强碱的稀溶液反应生成1 mol液态H2O放出的热量，为57.3 kJ。浓硫酸稀释时放热，与碱反应生成1 mol H2O(l)时放出的热量大于57.3 kJ。当中和反应有沉淀生成时，生成1 mol H2O(l)时放出的热量大于57.3 kJ。 (2)对于中和热、燃烧热，由于它们反应放热是确定的，所以文字描述时可不带“－”，但其焓变(ΔH)为负值。 (3)当用热化学方程式表示中和热时，生成H2O(l)的物质的量必须是1 mol，当用热化学方程式表示燃烧热时，可燃物的物质的量必须为1 mol。 (4)燃烧热概念中的“完全燃烧生成稳定氧化物”是指单质或化合物燃烧后变为最稳定的物质。完全燃烧时，下列元素要生成对应的物质：C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)，N→N2(g)等。 (5)根据燃烧热计算物质完全燃烧放出的热量：Q＝n(可燃物)×|ΔH|，其中ΔH代表燃烧热。 4．能源 自主小练 1．易错辨析：正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)已知H2(g)＋O2(g)===H2O(g)　ΔH＝－241.85 kJ·mol－1，故H2的燃烧热ΔH为－241.8 kJ·mol－1。( × ) (2)在中和反应反应热测定时，加酸、碱液时动作缓慢，测定的反应热可能偏小。( √ ) (3)中和热测定过程中，若选用稀硫酸与稀Ba(OH)2溶液发生中和反应，实验测定的中和热ΔH偏大。( × ) (4)为了使燃料燃烧更充分，空气的量越多越好。( × ) (5)天然气和沼气的主要成分均为CH4，二者均为可再生能源。( × ) (6)氢气作为绿色能源的理由是热值高、来源丰富。( × ) (7)煤的液化或气化可以提高能源利用率，减少污染气体的排放。( √ ) (8)向汽油中添加甲醇后，该混合燃料的热值不变。( × ) [提示]　反应热不同，等质量时放出的热量不同，热值不同。 (9)1 mol H2燃烧放出的热量为H2的燃烧热。( × ) [提示]　1 mol H2完全燃烧生成1 mol液态H2O时放出的热量为H2的燃烧热。 (10)甲烷的燃烧热ΔH＝－890.3 kJ·mol－1，则甲烷燃烧的热化学方程式可表示为CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g)　ΔH＝－890.3 kJ·mol－1。( × ) [提示]　应生成液态水。 (11)已知H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1，则Ca(OH)2和HCl反应的反应热ΔH＝2×(－57.3)kJ·mol－1。( × ) [提示]　Ca(OH)2和HCl的状态及物质的量未确定。 (12)氢气的燃烧热为285.5 kJ·mol－1，则电解水的热化学方程式为2H2O(l)2H2(g)＋O2(g)　ΔH＝＋285.5 kJ·mol－1。( × ) [提示]　燃烧热规定可燃物必须是1 mol，正确的是2H2O(l)2H2(g)＋O2(g)　ΔH＝＋571 kJ·mol－1。 (13)1 mol硫完全燃烧生成SO3所放出的热量为硫的燃烧热。( × ) (14)根据2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH＝－571 kJ·mol－1可知氢气的燃烧热为571 kJ·mol－1。( × ) (15)表示乙醇燃烧热的热化学方程式为C2H5OH(l)＋3O2(g)===2CO2(g)＋3H2O(g)　ΔH＝－1 367.0 kJ·mol－1。( × ) 2．(1)16 g硫粉完全燃烧生成SO2气体放出134.9 kJ的热量，则表示硫粉燃烧热的热化学方程式为 S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH＝－269.8 kJ·mol－1　。 (2)已知CH4(g)＋O2(g)===CO2(g)＋H2O(l)　ΔH＝－445.15 kJ·mol－1，则CH4的燃烧热ΔH＝ －890.3 kJ·mol－1　。 (3)11.2 L(标准状况)氢气燃烧生成液态水时放出142.9 kJ的热量，则表示氢气燃烧热的热化学方程式为 H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1　。 (4)已知甲烷的燃烧热ΔH＝－a kJ·mol－1(a>0)。则表示甲烷燃烧热的热化学方程式为 CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH＝－a kJ·mol－1　。 (5)0.3 mol的气态乙硼烷(分子式B2H6)在氧气中燃烧，生成固态三氧化二硼和液态水，放出649.5 kJ的热量，则其热化学方程式为 B2H6(g)＋3O2(g)===B2O3(s)＋3H2O(l)　ΔH＝－2 165 kJ·mol－1　。 考点突破·训练提升 微考点1　热化学方程式的书写 1．(2024·河北衡水高三检测)硫酸工业中的钒催化剂参与反应的相对能量变化如图所示，下列热化学方程式错误的是( B ) A．V2O4(s)＋SO3(g)V2O5(s)＋SO2(g)　ΔH＝－24 kJ·mol－1 B．2VOSO4(s)V2O4(s)＋2SO3(g)　ΔH＝＋200 kJ·mol－1 C．2V2O5(s)＋2SO2(g)2VOSO4(s)＋V2O4(s)　ΔH＝－352 kJ·mol－1 D．V2O5(s)＋SO2(g)＋SO3(g)2VOSO4(s)　ΔH＝－376 kJ·mol－1 [解析]　由反应物总能量高于生成物总能量可知，为放热反应，则V2O4(s)＋SO3(g)V2O5(s)＋SO2(g)　ΔH＝－24 kJ·mol－1，A项正确；途径②的ΔH＝＋[24－(－176)]kJ·mol－1＝＋200 kJ·mol－1,2VOSO4(s)V2O4(s)＋2SO3(g)　ΔH＝＋400 kJ·mol－1，B项错误；途径①的反应物总能量大于生成物总能量，为放热反应，2 mol V2O5反应放出能量为2×176＝352 kJ，则2V2O5(s)＋2SO2(g)2VOSO4(s)＋V2O4(s)　ΔH＝－352 kJ·mol－1，C项正确；根据盖斯定律，由反应V2O4(s)＋SO3(g)V2O5(s)＋SO2(g)　ΔH＝－24 kJ·mol－1加上2VOSO4(s)V2O4(s)＋2SO3(g)　ΔH＝＋400 kJ·mol－1可得2VOSO4(s)V2O5(s)＋SO2(g)＋SO3(g)　ΔH＝＋376 kJ·mol－1，则V2O5(s)＋SO2(g)＋SO3(g)2VOSO4(s)　ΔH＝－376 kJ·mol－1，D项正确。 2．(2024·山东潍坊高三检测)写出下列反应的热化学方程式： (1)CO2与H2在某催化剂的作用下反应如图所示： 化学键 键能 (kJ·mol－1) 436 326 803 464 414 写出该反应的热化学方程式： CO2(g)＋3H2(g)===CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH＝－46 kJ·mol－1　。 (2)已知：在25 ℃和101 kPa时，H2的燃烧热为285.8 kJ·mol－1，则在相同条件下，水分解生成氢气的热化学方程式为 H2O(l)===H2(g)＋O2(g)　ΔH＝＋285.8 kJ·mol－1　。 [解析]　(1)反应热＝反应物总键能－生成物总键能，故ΔH＝(2×803＋3×436－3×414－326－3×464)kJ·mol－1＝－46 kJ·mol－1，故CO2(g)＋3H2(g)===CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH＝－46 kJ·mol－1。 (2)根据燃烧热的概念，1 mol氢气完全燃烧生成液态水所释放的能量为285.8 kJ，相同条件下水分解是上述过程的逆过程，热化学方程式为H2O(l)===H2(g)＋O2(g)　ΔH＝＋285.8 kJ·mol－1。 归纳拓展： “六看法”快速判断热化学方程式的书写是否正确 【对点训练】　 1．(2023·天津大学附中模拟)反应2C(s)＋O2(g)===2CO(g)的能量变化如图所示，下列说法正确的是( B ) A．12 g C(s)与一定量O2(g)反应生成14 g CO(g)放出的热量为110.5 kJ B．该反应的热化学方程式为2C(s)＋O2(g)===2CO(g)　ΔH＝－221 kJ·mol－1 C．由图可得，C(s)的燃烧热为110.5 kJ·mol－1 D．该反应的反应热等于CO分子中化学键形成时所释放的总能量与O2分子中化学键断裂时所吸收的总能量的差 [解析]　由题图可知，生成1 mol CO(g)放出热量为110.5 kJ，则生成14 g CO(g)(即0.5 mol)放出的热量为110.5 kJ·mol－1×0.5 mol＝55.25 kJ，A错误；生成1 mol CO(g)放出热量为110.5 kJ，则反应2C(s)＋O2(g)===2CO(g)的ΔH＝－110.5 kJ·mol－1×2＝－221 kJ·mol－1，B正确；题图中是C(s)燃烧生成CO(g)，不能据此确定C(s)的燃烧热，C错误；根据反应热与键能的关系，该反应的反应热等于CO分子中化学键形成时所释放的总能量与O2分子和C(s)中化学键断裂时所吸收的总能量的差，D错误。 2．(2024·山东青岛高三检测)依据事实写出下列反应的热化学方程式： (1)1 g碳与适量水蒸气反应生成CO和H2，需要吸收10.94 kJ热量，此反应的热化学方程式为 C(s)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g)　ΔH＝＋131.28 kJ·mol－1　。 (2)已知2.0 g燃料肼(N2H4)气体完全燃烧生成N2和水蒸气时，放出33.4 kJ的热量，则表示肼燃烧的热化学方程式为 N2H4(g)＋O2(g)===N2(g)＋2H2O(g)　ΔH＝－534.4 kJ·mol－1　。 (3)2 mol Al(s)与适量O2(g)反应生成Al2O3(s)，放出1 669.8 kJ的热量。此反应的热化学方程式为 4Al(s)＋3O2(g)===2Al2O3(s)　ΔH＝－3 339.6 kJ·mol－1　。 (4)硅粉与HCl在300 ℃时反应生成1mol SiHCl3气体和H2，放出225 kJ热量，该反应的热化学方程式为 Si(s)＋3HCl(g)SiHCl3(g)＋H2(g)　ΔH＝－225 kJ·mol－1　。 (5)在1 100 ℃下用镓与氨气制得氮化镓，该可逆反应每生成1 g H2放出5.15 kJ热量。该反应的热化学方程式是 2Ga(l)＋2NH3(g)2GaN(s)＋3H2(g)　ΔH＝－30.9 kJ·mol－1　。(已知金属镓的熔点是29.8 ℃，沸点是2 403 ℃；氮化镓的熔点为1 700 ℃)。 [解析]　(1)1 g碳与适量水蒸气反应生成CO和H2，需吸收10.94 kJ热量，则碳与水蒸气反应的热化学方程式为C(s)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g)　ΔH＝＋131.28 kJ·mol－1。 (2)2.0 g肼气体在氧气中完全燃烧生成氮气和水蒸气时放出33.4 kJ热量，则表示肼燃烧的热化学方程式为N2H4(g)＋O2(g)===N2(g)＋2H2O(g)　ΔH＝－534.4 kJ·mol－1。 (3)2 mol Al(s)与适量O2(g)反应生成Al2O3(s)，放出1 669.8 kJ的热量，则此反应的热化学方程式为4Al(s)＋3O2(g)===2Al2O3(s)　ΔH＝－1 669.8 kJ·mol－1×2＝－3 339.6 kJ·mol－1。 (4)根据题干知，反应的热化学方程式为Si(s)＋3HCl(g)SiHCl3(g)＋H2(g)　ΔH＝－225 kJ·mol－1。 (5)镓与氨气在1 100 ℃下反应生成氮化镓和氢气，反应的方程式为2Ga(l)＋2NH3(g)2GaN(s)＋3H2(g)，每生成1 g H2放出5.15 kJ热量，故生成3 mol H2放出30.9 kJ热量，该反应的热化学方程式为2Ga(l)＋2NH3(g)===2GaN(s)＋3H2(g)　ΔH＝－30.9 kJ·mol－1。 微考点2　中和反应反应热的测量 1．(2024·河北衡水高三检测)已知：反应HCl(aq)＋NaOH(aq)===NaCl(aq)＋H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1。现分别取50 mL 0.50 mol·L－1醋酸溶液与50 mL 0.55 mol·L－1 NaOH溶液进行反应，用如图实验装置测定该反应的反应热ΔH，下列说法错误的是( C ) A．小烧杯和大烧杯的杯口应相平 B．使用玻璃搅拌器是为了使反应更充分 C．为了让反应充分进行，NaOH分三次倒入 D．该实验测得的反应热ΔH>－57.3 kJ·mol－1 [解析]　两烧杯的杯口应该平齐，便于塑料板密封防止热量散失，A项正确；使用玻璃搅拌器搅拌使物质充分混合反应更充分，B项正确；为了防止热量散失，应快速将NaOH倒入且一次性倒入，C项错误；醋酸电离吸热，所以消耗一部分能量，ΔH>－57.3 kJ·mol－1，D项正确。 2．(2024·山东潍坊高三检测)将a mL 0.1 mol·L－1 HCl溶液和b mL未知浓度的NaOH溶液混合均匀后，测量并记录溶液温度，实验结果如图(实验中始终保持a＋b＝50 mL)。下列叙述正确的是( B ) A．做该实验时，环境温度为22 ℃ B．该实验表明化学能可能转化为热能 C．NaOH溶液的浓度约为0.1 mol·L－1 D．该实验表明有水生成的反应都是放热反应 [解析]　从图示观察22 ℃为加入盐酸体积为5 mL时的温度，不是起始温度，A项错误；由图示可以看出该反应过程放出热量，表明化学能可能转化为热能，B项正确；恰好反应时参加反应的盐酸体积为30 mL，则碱的体积为20 mL，c(NaOH)＝＝0.15 mol·L－1，C项错误；此实验只能表明该反应为放热反应，其他有水生成的反应不一定为放热反应，D项错误。 归纳拓展： 中和反应反应热判断应注意的问题 1 中和反应为放热反应，中和热为负值； 2 有弱电解质或难溶电解质参与的酸碱中和反应，其反应热不是中和反应反应热； 3 中和反应反应热是强酸与强碱在稀溶液中的反应热。 【对点训练】　 1．(2024·陕西西安长安一中月考)在测定中和反应反应热的实验中，下列说法正确的是( A ) A．使用环形玻璃搅拌棒是为了使酸碱充分反应，减小实验误差 B．为了准确测定反应混合溶液的温度，实验中温度计水银球应与小烧杯底部接触 C．用0.5 mol·L－1 NaOH溶液分别与0.5 mol·L－1的盐酸、醋酸溶液反应，如所取的溶液体积相等，则测得的中和热数值相同 D．测定中和反应反应热实验中需要使用的仪器有天平、量筒、烧杯、滴定管、温度计、环形玻璃搅拌棒 [解析]　使用环形玻璃搅拌棒是为了使酸碱充分反应，能加快反应速率，减小实验误差，故A正确；温度计测烧杯内混合溶液的温度，水银球不能接触烧杯底部，故B错误；用0.5 mol·L－1 NaOH溶液分别与0.5 mol·L－1的盐酸、醋酸溶液反应，如所取的溶液体积相等，醋酸是弱酸，电离吸热，测出的中和热数值偏小，故C错误；中和热测定用不到天平，故D错误。 2．(2024·湖南永州高三检测)利用如图所示装置测定中和反应反应热的实验步骤如下： ①用量筒量取50 mL 0.50 mol·L－1盐酸倒入小烧杯中，测出盐酸温度； ②用另一量筒量取50 mL 0.55 mol·L－1 NaOH溶液，并用同一温度计测出其温度； ③将NaOH溶液倒入小烧杯中，设法使之混合均匀，测得混合液的最高温度。 回答下列问题。 (1)为什么所用NaOH溶液要稍过量？ 确保盐酸被完全中和　。 (2)倒入NaOH溶液的正确操作是 C　(填字母，下同)。 A．沿玻璃棒缓慢倒入 B．分三次倒入 C．一次迅速倒入 (3)使盐酸与NaOH溶液混合均匀的正确操作是 D　。 A．用温度计小心搅拌 B．揭开硬纸片用玻璃棒搅拌 C．轻轻地振荡烧杯 D．用套在温度计上的玻璃搅拌器轻轻地搅动 (4)现将一定量的稀氢氧化钠溶液、稀氢氧化钙溶液、稀氨水分别和1 L 1 mol·L－1的稀盐酸恰好完全反应，其反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3，则ΔH1、ΔH2、ΔH3的大小关系为 ΔH1＝ΔH2<ΔH3　。 (5)假设盐酸和氢氧化钠溶液的密度都是1 g·cm－3，又知中和反应后生成溶液的比热容c＝4.18 J·g－1·℃－1。为了计算反应热，某学生实验记录数据如下： 实验 序号 起始温度t1/℃ 终止温度t2/℃ 盐酸 氢氧化钠溶液 混合溶液 1 20.0 20.1 23.2 2 20.2 20.4 23.4 3 20.5 20.6 23.6 依据该学生的实验数据计算，H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(aq)的反应热ΔH＝ －51.8 kJ·mol－1　(结果保留一位小数)。 (6) 不能　(填“能”或“不能”)用Ba(OH)2溶液和硫酸代替氢氧化钠溶液和盐酸，理由是 H2SO4与Ba(OH)2反应生成BaSO4沉淀，沉淀的生成热会影响中和反应的反应热　。 [解析]　(1)在中和反应反应热的测定实验中，为了确保反应物被完全中和，常常加入的一种反应物稍微过量一些。 (2)为了减少热量损失，倒入NaOH溶液应该一次迅速倒入。 (3)使盐酸与NaOH溶液混合均匀的正确操作是用套在温度计上的玻璃搅拌器轻轻地搅动。 (4)稀氢氧化钠溶液和稀氢氧化钙溶液中溶质都完全电离，它们的中和反应反应热相同，稀氨水中的溶质是弱电解质，它与盐酸的反应中一水合氨的电离要吸收热量，故反应热的数值要小一些(注意中和反应反应热与ΔH的关系)。 (5)取三次实验的平均值代入公式计算即可。 (6)硫酸与Ba(OH)2溶液反应生成BaSO4沉淀的生成热会影响中和反应的反应热，故不能用Ba(OH)2溶液和硫酸代替氢氧化钠溶液和盐酸。 微考点3　燃烧热的理解及应用 1．(2024·山西长治高三质检)化学反应中的能量变化，通常主要表现为热量的变化。下列相关表述正确的是( B ) A．一定条件下，将0.5 mol H2和0.5 mol I2(g)置于密闭容器中充分反应生成HI放热a kJ，其热化学方程式为H2(g)＋I2(g)2HI(g)　ΔH＝－2a kJ·mol－1 B．在101 kPa时，2 g H2完全燃烧生成液态水，放出285.8 kJ热量，表示氢气燃烧热的热化学方程式为H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1 C．S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH1 S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH2　ΔH1>ΔH2 D．HCl和NaOH反应的中和反应反应热ΔH＝－57.3 kJ·mol－1，则0.5 mol H2SO4和足量Ba(OH)2溶液反应的ΔH＝－57.3 kJ·mol－1 [解析]　H2(g)＋I2(g)2HI(g)为可逆反应，生成1 mol HI(g)时放热大于a kJ，故热化学方程式为I2(g)＋H2(g)2HI(g)　ΔH<－2a kJ·mol－1，A项错误；在101 kPa时，生成1 mol液态水放出285.8 kJ热量，故表示氢气燃烧热的热化学方程式为H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1，B项正确；等量的硫蒸气比等量固态S的能量高，燃烧生成二氧化硫气体时比固态硫燃烧放出的热量多，焓变为负值时，放出热量越多，焓变越小，故ΔH1<ΔH2，C项错误；H2SO4和Ba(OH)2反应除生成H2O外还会生成BaSO4沉淀，故ΔH≠－57.3 kJ·mol－1，D项错误。 2．(1)(2022·海南卷，16)已知：电解液态水制备1 mol O2(g)，电解反应的ΔH＝＋572 kJ·mol－1。由此计算H2(g)的燃烧热(焓)ΔH＝ －286　kJ·mol－1。 (2)(2022·河北选择考节选)氢能是极具发展潜力的清洁能源，以氢燃料为代表的燃料电池有良好的应用前景。298 K时，1 g H2燃烧生成H2O(g)放热121 kJ,1 mol H2O(l)蒸发吸热44 kJ，表示H2燃烧热的热化学方程式为 H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　 ΔH＝－286 kJ·mol－1　。 [解析]　(1)电解液态水制备1 mol O2(g)电解反应的ΔH＝＋572 kJ·mol－1，由此可以判断2 mol H2完全燃烧消耗1 mol O2(g)生成液态水的同时放出的热量为572 kJ，故1 mol H2(g)完全燃烧生成液态水放出的热量为286 kJ，因此，H2(g)的燃烧热ΔH＝－286 kJ·mol－1。 (2)298 K时，1 g H2燃烧生成H2O(g)放热121 kJ，1 mol H2O(l)蒸发吸热44 kJ，则1 mol H2燃烧生成1 mol H2O(l)放热286 kJ，所以表示H2燃烧热的热化学方程式为H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－286 kJ·mol－1。 【对点训练】　 1．(2024·广东韶关期中)已知25 ℃，101 kPa下，1 mol水蒸发为水蒸气需要吸热44.0 kJ ①H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)　ΔH1＝－57.3 kJ·mol－1 ②2CH3OH(l)＋3O2(g)===4H2O(g)＋2CO2(g)　ΔH2＝－1 277.0 kJ·mol－1 下列有关说法错误的是( A ) A．若反应②中CH3OH变为气态，则该反应的反应热ΔH>ΔH2 B．CH3OH(l)的燃烧热ΔH＝－726.5 kJ·mol－1 C．CH3COOH(aq)＋NaOH(aq)===CH3COONa(aq)＋H2O(l)　ΔH>－57.3 kJ·mol－1 D．液态水变为水蒸气过程中需要克服分子间作用力 [解析]　若反应②中CH3OH变为气态，则反应物总能量增加，则同样条件下燃烧，放出热量多，即反应热ΔH<ΔH2，故A错误；1 mol水蒸发为水蒸气需要吸热44.0 kJ，可得③H2O(l)===H2O(g)　ΔH＝44 kJ·mol－1，根据盖斯定律，由②－4×③可得2CH3OH(l)＋3O2(g)===4H2O(l)＋2CO2(g)　ΔH＝－1 453.0 kJ·mol－1，则CH3OH(l)的燃烧热ΔH＝－726.5 kJ·mol－1，故B正确；CH3COOH是弱电解质，电离吸热，故1 mol NaOH与1 mol CH3COOH反应时放出热量小于57.3 kJ，即CH3COOH(aq)＋NaOH(aq)===CH3COONa(aq)＋H2O(l)　ΔH>－57.3 kJ·mol－1，故C正确；液态水变为水蒸气过程中分子间距发生变化，需要克服分子间作用力，故D正确。 2．(2023·湖北十堰模拟)工业上，以丁烯为原料制备丙烯的过程涉及反应： 反应Ⅰ：C4H8(g)＋C2H4(g)2C3H6(g)　ΔH1 反应Ⅱ：3C4H8(g)4C3H6(g)　ΔH2(主反应) 反应Ⅲ：C4H8(g)2C2H4(g)　ΔH3(副反应) 已知三种烃的燃烧热如下表所示： 气体 C4H8(g) C2H4(g) C3H6(g) －2 539 －1 411 －2 049 (1)写出表示C4H8(g)的燃烧热的热化学方程式： C4H8(g)＋6O2(g)===4CO2(g)＋4H2O(l)　ΔH＝－2 539 kJ·mol－1　。 (2)根据上述数据计算，反应Ⅰ的ΔH1＝ ＋148　kJ·mol－1。 (3)由表中数据可得，反应2C3H6(g)===3C2H4(g)的ΔH＝ ＋135　kJ·mol－1。 [解析]　(2)根据燃烧热写出热化学方程式：①C4H8(g)＋6O2(g)===4CO2(g)＋4H2O(l)　ΔH＝－2 539 kJ·mol－1；②C2H4(g)＋3O2(g)===2CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH＝－1 411 kJ·mol－1；③2C3H6(g)＋9O2(g)===6CO2(g)＋6H2O(l)　ΔH＝－4 098 kJ·mol－1。根据盖斯定律，由①＋②－③可得反应Ⅰ，则有ΔH1＝(－2 539 kJ·mol－1)＋(－1 411 kJ·mol－1)－(－4 098 kJ·mol－1)＝＋148 kJ·mol－1。 (3)结合(2)中热化学方程式，由③－②×3可得反应2C3H6(g)===3C2H4(g)，则ΔH＝(－4 098 kJ·mol－1)－(－1 411 kJ·mol－1)×3＝＋135 kJ·mol－1。 盖斯定律及应用 必备知识·梳理夯实 知识梳理 1．盖斯定律的内容 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，这就是盖斯定律。 2．盖斯定律的理解 盖斯定律表明，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，而与反应进行的 途径　无关。 则有：ΔH＝ ΔH1＋ΔH2　＝ ΔH3＋ΔH4＋ΔH5　 3．盖斯定律的应用 根据盖斯定律，可以利用已知反应的反应热来计算未知反应的反应热。 转化关系 反应热间的关系 aAB、A B ΔH1＝ aΔH2　 AB ΔH1＝ －ΔH2　 ΔH＝ ΔH1＋ΔH2　 即：若一个化学方程式可由n个化学方程式相加减而得到，则该化学反应的焓变即为这n个化学反应焓变的代数和。 4．反应热大小的比较 (1)根据反应物的量比较反应焓变的大小 ①H2(g)＋O2(g)===H2O(g)　ΔH1 ②2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)　ΔH2 反应②中H2的量较多，因此放热较多，|ΔH1|<|ΔH2|，但ΔH1<0，ΔH2<0，故ΔH1>ΔH2。 (2)根据反应进行的程度比较反应焓变的大小 ③C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH3 ④C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH4 反应④中，C完全燃烧，放热更多，|ΔH3|<|ΔH4|，但ΔH3<0，ΔH4<0，故ΔH3>ΔH4。 (3)根据反应物或生成物的状态比较反应焓变的大小 物质的气、液、固三态变化时的能量变化如下： ⑤S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH5 ⑥S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH6 由⑤－⑥可得S(g)===S(s)　ΔH＝ΔH5－ΔH6<0，故ΔH5<ΔH6。 5．利用盖斯定律计算反应热 (1)运用盖斯定律的技巧——“三调一加”。 一调：根据目标热化学方程式，调整已知热化学方程式中反应物和生成物的左右位置，改写已知的热化学方程式。 二调：根据改写的热化学方程式调整相应ΔH的符号。 三调：调整中间物质的化学计量数。 一加：将调整好的热化学方程式及其ΔH相加。 (2)运用盖斯定律的三个注意事项。 ①热化学方程式乘以某一个数时，焓变ΔH也必须乘上该数。 ②热化学方程式相加减时，物质之间相加减，焓变ΔH也必须相加减。 ③将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”随之改变，但绝对值不变。 6．利用盖斯定律书写热化学方程式的一般步骤 [微点归纳]　应用盖斯定律时要注意的问题 (1)叠加各反应式时，有的反应要逆向写，ΔH符号也相反，有的反应式要扩大或缩小，ΔH也要相应扩大或缩小。 (2)比较反应热大小时，反应热所带“＋”“－”均具有数学意义，参与大小比较。 (3)利用键能计算反应热时，要注意物质中化学键的个数。如1 mol NH3中含有3 mol N—H键，1 mol P4中含有6 mol P—P键等。 (4)同一物质的三态变化(固、液、气)，状态由固→液→气变化时，会吸热；反之会放热。 自主小练 1．易错辨析：正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)化学反应的反应热不仅与反应体系的始态和终态有关，也与反应的途径有关。( × ) [提示]　化学反应的反应热与反应的途径无关。 (2)盖斯定律遵守能量守恒定律。( √ ) [提示]　反应物和生成物能量一定，变化过程中能量变化是依据能量守恒的分析体现。盖斯定律是能量守恒定律的具体体现。 (3)已知：CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH1 CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g)　ΔH2 则ΔH1>ΔH2( × ) [提示]　比较ΔH时，应包括符号，CH4燃烧为放热反应，热值越大，ΔH越小。 (4)已知：O3(g)＋Cl(g)===ClO(g)＋O2(g)　ΔH1 ClO(g)＋O(g)===Cl(g)＋O2(g)　ΔH2 则反应O3(g)＋O(g)===2O2(g)的ΔH＝ΔH1＋ΔH2。( √ ) [提示]　根据盖斯定律可得：ΔH＝ΔH1＋ΔH2。 (5)已知N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝－92 kJ/mol，则2NH3(g)N2(g)＋3H2(g)的ΔH＝＋92 kJ/mol。( √ ) (6)已知C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1；C(s)＋H2O(g)===H2(g)＋CO(g)　ΔH2；H2(g)＋O2(g)===H2O(g)ΔH3；CO(g)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH4；则ΔH1＝ΔH2＋ΔΗ3＋ΔH4。( √ ) (7)H—H键、O===O键和O—H键的键能分别为436 kJ·mol－1、496 kJ·mol－1和462 kJ·mol－1，则反应H2(g)＋O2(g)===H2O(g)的ΔH＝－916 kJ·mol－1。( × ) (8)由H2(g)＋O2(g)===H2O(g)　ΔH＝a kJ·mol－1可知，1 g H2燃烧生成H2O(g)放出的热量为a kJ。( × ) (9)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。( × ) (10)H2(g)＋O2(g)===H2O(g)　ΔH1和2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)　ΔH2中的ΔH1<ΔH2。( × ) (11)等质量的硫蒸气和硫固体分别完全燃烧，后者放出的热量更多。( × ) (12)若H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)　ΔH1<0，则HCl(g)===H2(g)＋Cl2(g)　ΔH2>0。( √ ) (13)已知相同条件下2SO2(g)＋O2(g)===2SO3(g)　ΔH1，反应2SO2(s)＋O2(g)===2SO3(g)　ΔH2，则ΔH1>ΔH2。( × ) (14)对一可逆反应加入催化剂，改变了反应途径，反应的ΔH也随之改变。( × ) (15)利用盖斯定律可间接计算通过实验难测定的反应的反应热。( √ ) 2．近年来，研究人员提出利用含硫物质热化学循环实现太阳能的转化与存储。过程如图： 反应Ⅰ：2H2SO4(l)===2SO2(g)＋2H2O(g)＋O2(g)　ΔH1＝＋551 kJ·mol－1 反应Ⅲ：S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH3＝－297 kJ·mol－1 反应Ⅱ的热化学方程式： 3SO2(g)＋2H2O(g)===2H2SO4(l)＋S(s)　ΔH2＝－254 kJ·mol－1　。 [提示]　由题图可知，反应Ⅱ的化学方程式为3SO2＋2H2O2H2SO4＋S↓，根据盖斯定律，反应Ⅱ＝－(反应Ⅰ＋反应Ⅲ)可得3SO2(g)＋2H2O(g)===2H2SO4(l)＋S(s)　ΔH2＝－254 kJ·mol－1。 3．(1)物质A在一定条件下可发生一系列转化，完成下列填空。 ①A→F，ΔH＝ －ΔH6　； ②ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝ 0　； ③C→F，|ΔH| ＝　|ΔH1＋ΔH2＋ΔH6|(填“>”“<”或“＝”，下同)； ④|ΔH1＋ΔH2＋ΔH3| ＝　|ΔH4＋ΔH5＋ΔH6|。 (2)已知①Fe2O3(s)＋3CO(g)===2Fe(s)＋3CO2(g)　ΔH1＝a kJ·mol－1 ②FeO(s)＋CO(g)===Fe(s)＋CO2(g)　ΔH2＝b kJ·mol－1 ③Fe3O4(s)＋CO(g)===3FeO(s)＋CO2(g)　ΔH3＝c kJ·mol－1 则反应CO(g)＋3Fe2O3(s)===CO2(g)＋2Fe3O4(s)　ΔH＝ (3a－6b－2c)kJ·mol－1　。 [提示]　根据盖斯定律3×①－6×②－2×③可得ΔH＝3×ΔH1－6×ΔH2－2×ΔH3＝(3a－6b－2c)kJ·mol－1。 (3)教材中介绍了盖斯研究反应热时，均是酸碱中和放热反应，有同学认为盖斯定律无法解决吸热反应的反应热，这种观点是否正确？为什么？ [提示]　这种观点是错误的。有些反应热能通过实验测量，但有些不易测准或无法测定的化学反应，不论是放热反应还是吸热反应，都可以通过盖斯定律推算间接求得。 考点突破·训练提升 微考点1　盖斯定律的理解及应用 1．(2024·河北衡水高三检测)大气中的二氧化碳主要来自煤、石油及其他含碳化合物的燃烧。已知25 ℃时，相关物质的燃烧热数据如表： 物质 H2(g) C(石墨，s) C6H6(l) －285.8 －393.5 －3 267.5 25 ℃时，H2(g)和C(石墨，s)生成C6H6(l)的热化学方程式为 6C(石墨，s)＋3H2(g)===C6H6(l)　ΔH＝＋49.1 kJ·mol－1　。 [解析]　根据燃烧热数据写出相关热化学方程式：①C(石墨，s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1；②H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH2＝－285.8 kJ·mol－1；③C6H6(l)＋O2(g)===6CO2(g)＋3H2O(l)　ΔH3＝－3 267.5 kJ·mol－1。根据盖斯定律，①×6＋②×3－③可得反应：6C(石墨，s)＋3H2(g)===C6H6(l)，则有ΔH＝(－393.5 kJ·mol－1)×6＋(－285.8 kJ·mol－1)×3－(－3 267.5 kJ·mol－1)＝＋49.1 kJ·mol－1。 2．(2021·广东选择考节选)我国力争于2030年前做到碳达峰，2060年前实现碳中和。CH4与CO2重整是CO2利用的研究热点之一。该重整反应体系主要涉及以下反应： a．CH4(g)＋CO2(g)2CO(g)＋2H2(g)　ΔH1 b．CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)　ΔH2 c．CH4(g)C(s)＋2H2(g)　ΔH3 d．2CO(g)CO2(g)＋C(s)　ΔH4 e．CO(g)＋H2(g)H2O(g)＋C(s)　ΔH5 根据盖斯定律，反应a的ΔH1＝ ΔH2＋ΔH3－ΔH5或ΔH3－ΔH4　(写出一个代数式即可)。 [解析]　根据题目所给出的反应方程式关系可知，a＝b＋c－e＝c－d，根据盖斯定律则有ΔH1＝ΔH2＋ΔH3－ΔH5＝ΔH3－ΔH4。 归纳拓展： 利用盖斯定律计算反应热的两种方法 1 虚拟路径法：根据题意虚拟物质的转化过程，然后根据盖斯定律列式求解，即可求出目标反应的反应热。 2 方程加和法：分析题给热化学方程式，并进行适当加减得到目标热化学方程式，反应热也一并作相应的加减运算，思维流程如下： 【对点训练】　 1．(2022·全国甲卷，28(1))TiO2转化为TiCl4有直接氯化法和碳氯化法。在1 000 ℃时反应的热化学方程式如下： (ⅰ)直接氯化：TiO2(s)＋2Cl2(g)===TiCl4(g)＋O2(g)　ΔH1＝＋172 kJ·mol－1 (ⅱ)碳氯化：TiO2(s)＋2Cl2(g)＋2C(s)===TiCl4(g)＋2CO(g)　ΔH2＝－51 kJ·mol－1 则反应2C(s)＋O2(g)===2CO(g)的ΔH为 －223　kJ·mol－1。 [解析]　根据盖斯定律，由(ⅱ)－(ⅰ)可得反应2C(s)＋O2(g)===2CO(g)，则有ΔH＝ΔH2－ΔH1＝(－51 kJ·mol－1)－(＋172 kJ·mol－1)＝－223 kJ·mol－1。 2．(2023·琼海模拟)研究表明CO2与H2在催化剂存在下可发生反应制得甲烷： CO2(g)＋4H2(g)===CH4(g)＋2H2O(g)。已知： ①CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g)　ΔH1＝－890.3 kJ·mol－1 ②2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)　ΔH2＝－571.6 kJ·mol－1 则③CO2(g)＋4H2(g)===CH4(g)＋2H2O(g)　ΔH＝ －252.9 kJ·mol－1　。 [解析]　①CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g)　ΔH1＝－890.3 kJ·mol－1 ②2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)　ΔH2＝－571.6 kJ·mol－1； 则根据盖斯定律，将②×2－①，整理可得③CO2(g)＋4H2(g)===CH4(g)＋2H2O(g) ΔH＝(－571.6 kJ·mol－1)×2－(－890.3 kJ·mol－1)＝－252.9 kJ·mol－1。 3．CO2人工合成淀粉只需要11步，其中前两步涉及的反应如图所示： 反应：CO2(g)＋2H2(g)===HCHO(g)＋H2O(g)　ΔH＝ ΔH1＋ΔH2＋×ΔH3＋×ΔH4　。 [解析]　反应Ⅰ：CO2(g)＋3H2(g)===CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH1， 反应Ⅱ：CH3OH(g)＋O2(g)===HCHO(g)＋H2O2(l)　ΔH2， 反应Ⅲ：2H2O2(l)===2H2O(g)＋O2(g)　ΔH3， 反应Ⅳ：3H2O(g)===O2(g)＋3H2(g)　ΔH4， 由盖斯定律，反应Ⅰ＋Ⅱ＋×Ⅲ＋×Ⅳ可得反应：CO2(g)＋2H2(g)===HCHO(g)＋H2O(g)　ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋×ΔH3＋×ΔH4。 归纳拓展： 反应历程中应用盖斯定律的解题思路 微考点2　反应热的大小比较 1．(2021·浙江6月选考，21)相同温度和压强下，关于反应的ΔH，下列判断正确的是( C ) A．ΔH1>0，ΔH2>0 B．ΔH3＝ΔH1＋ΔH2 C．ΔH1>ΔH2，ΔH3>ΔH2 D．ΔH2＝ΔH3＋ΔH4 [思路点拨]　解答本题的思路分析如下： (1)比较的稳定性判断四个加氢反应的ΔH的正负； (2)分析反应②、③、④的关系，结合盖斯定律ΔH2、ΔH3、ΔH4的关系。 [解析]　由于苯环结构的特殊性决定了苯环结构的稳定性，苯与氢气发生加成反应生成1,3-环己二烯时，破坏了苯环结构的稳定性，该反应为吸热反应。环己烯、1,3-环己二烯分别与氢气发生的加成反应均为放热反应，则ΔH1<0，ΔH2<0，A错误；苯与氢气完全加成的反应热不等于环己烯、1,3-环己二烯分别与氢气发生的加成反应的反应热之和，即ΔH3≠ΔH1＋ΔH2，B错误；环己烯、1,3-环己二烯分别与氢气发生的加成反应均为放热反应，则有ΔH1<0，ΔH2<0，由于1 mol 1,3-环己二烯与氢气完全加成后消耗的氢气是等量环己烯的2倍，故其放出的热量更多，其ΔH1>ΔH2；苯与氢气发生加成反应生成1,3-环己二烯的反应为吸热反应(ΔH4>0)，根据盖斯定律可知，苯与氢气完全加成的反应热ΔH3＝ΔH4＋ΔH2，则ΔH3>ΔH2，C正确；根据盖斯定律可知，苯与氢气完全加成的反应热ΔH3＝ΔH4＋ΔH2，则有ΔH2＝ΔH3－ΔH4，D错误。 2．(2023·山东烟台模拟节选)利用工业尾气NO2与O3反应制备新型硝化剂N2O5，过程中涉及以下反应： Ⅰ.2O3(g)3O2(g)　ΔH1　平衡常数K1 Ⅱ.4NO2(g)＋O2(g)2N2O5(g)　ΔH2　平衡常数K2 Ⅲ.2NO2(g)＋O3(g)N2O5(g)＋O2(g)　ΔH3　平衡常数K3 平衡常数K与温度T的函数关系为ln K1＝x＋，ln K2＝y＋，ln K3＝z＋，其中x、y、z为常数，则反应Ⅰ的活化能Ea(正) <　Ea(逆)(填“>”或“<”)，的数值范围是 0<<2　。 [解析]　反应Ⅰ的平衡常数K1和T关系为In K1＝x＋，随着T增大，K1减小，则反应Ⅰ为放热反应，反应物的总能量高于生成物的总能量，则活化能Ea(正)<Ea(逆)；同理可知，反应Ⅱ和反应Ⅲ也是放热反应，则ΔH1<0，ΔH2<0，ΔH3<0，由于反应Ⅰ＝2×反应Ⅲ－反应Ⅱ，所以ΔH1＝2ΔH3－ΔH2<0，则0<<2。 【对点训练】　 1．(2024·河北衡水高三检测)利用温室气体CO2作为温和氧化剂选择性氧化乙烷制乙烯，对资源综合利用有重要意义，CO2氧化乙烷制乙烯的反应可表示为反应Ⅰ：C2H6(g)＋CO2(g)===C2H4(g)＋CO(g)＋H2O(g)　ΔH1 研究表明，在催化剂作用下，反应Ⅰ实际分两步进行，相关化学反应如下： Ⅱ：C2H6(g)C2H4(g)＋H2(g)　ΔH2 Ⅲ：CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)　ΔH3 回答下列问题： 反应Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ的平衡常数K与温度变化关系如图所示。 据图判断1 mol C2H4和1 mol H2的总能量 >　1 mol C2H6的能量(填“>”“＝”或“<”，下同)；反应Ⅰ和反应Ⅲ的焓变大小关系为ΔH1 >　ΔH3。 [解析]　根据图像分析，随着温度降低，其In K减小，即平衡常数减小，反应逆向移动，则逆向放热，正向吸热，ΔH2>0,1 mol C2H4和1 mol H2的总能量大于1 mol C2H6的能量；根据Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ分析可知反应Ⅱ和反应Ⅲ相加得反应Ⅰ，即ΔH1＝ΔH2＋ΔH3则ΔH1－ΔH3＝ΔH2>0，即ΔH1>ΔH3。 2．(2024·山东青岛高三检测)通过反应CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH1＝－74 kJ·mol－1制取甲醇，已知：298 K时，部分物质的相对能量如表所示： 物质 CO2(g) H2(g) H2O(g) CO(g) 相对能量/ (kJ·mol－1) －393 0 －242 －110 则CH3OH(g)的相对能量为 －225　kJ·mol－1，由此可推算出反应CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)的ΔH2 小于　ΔH1(填“大于”“小于”或“等于”)。 [解析]　设甲醇的相对能量为x，由反应热与生成物的相对能量之和与反应物相对能量之和的差值相等可得ΔH1＝(－242 kJ·mol－1)＋x－(－393 kJ·mol－1)－0＝－74 kJ·mol－1，解得x＝－225 kJ·mol－1，则反应ΔH2＝(－225 kJ·mol－1)－(－110 kJ·mol－1)－0＝－115 kJ·mol－1，所以ΔH2小于ΔH1。 归纳拓展： “四看法”比较反应热(ΔH)的大小 真题演练·明确考向 命 题 分 析 近几年高考对化学反应热效应的考查，主要以图表、反应历程(或过程)、化学平衡常数或平衡转化率与温度等有关图像为载体，考查吸放热反应、化学键的变化、焓变正负的判断、热化学方程式的书写、燃烧热的应用等；出题类型是选择题和填空题。 近几年的高考对盖斯定律、反应热的计算以及比较，主要考查以盖斯定律为原理的反应热的计算，但从出题形式上有新变化，主要体现在反应热与化学平衡常数及转化率、反应历程及活化能等有机结合，试题难度有所增大。 真 题 演 练 1．(2023·北京，13,3分)一种分解氯化铵实现产物分离的物质转化关系如下，其中b、d代表MgO或Mg(OH)Cl中的一种。下列说法正确的是( C ) A．a、c分别是HCl、NH3 B．d既可以是MgO，也可以是Mg(OH)Cl C．已知MgCl2为副产物，则通入水蒸气可减少MgCl2的产生 D．等压条件下，反应①、②的反应热之和，小于氯化铵直接分解的反应热 [解析]　观察物质转化关系图知，反应①为NH4Cl＋MgO===Mg(OH)Cl＋NH3↑，反应②为Mg(OH)Cl===MgO＋HCl↑，即a为NH3、b为Mg(OH)Cl、c为HCl、d为MgO，A、B项错误；通入水蒸气可以促进MgCl2水解为Mg(OH)Cl，可以减少副产物MgCl2的产生，C项正确；氯化铵直接分解的反应＝反应①＋反应②，依据盖斯定律知，反应①、②的反应热之和等于氯化铵直接分解的反应热，D项错误。 2．(2023·河北学业水平选择性考试(一)，6)反应的能量与反应历程的关系如下图所示。下列说法错误的是( C ) A．第1步决定整个反应的快慢 B．第2步为放热过程 C．该反应的焓变大小取决于第1、2、3步正、逆反应的活化能大小 D．该反应适宜在碱性条件下进行 [解析]　第1步反应的活化能最大，为决速步骤，A项正确；第2步反应中反应物的总能量高于生成物的总能量，为放热过程，B项正确；焓变由反应物和生成物总能量决定，不由活化能决定，C项错误；碱性条件下HBr参与反应被消耗，平衡正向移动，故题给反应适宜在碱性条件下进行，D项正确。 3．(2023·全国甲卷，28,15分)甲烷选择性氧化制备甲醇是一种原子利用率高的方法。回答下列问题： (1)已知下列反应的热化学方程式： ①3O2(g)===2O3(g)　K1　ΔH1＝285 kJ·mol－1 ②2CH4(g)＋O2(g)===2CH3OH(l)　K2　ΔH2＝－329 kJ·mol－1 反应③CH4(g)＋O3(g)===CH3OH(l)＋O2(g)的ΔH3＝ －307　kJ·mol－1，平衡常数K3＝ 　(用K1、K2表示)。 (2)电喷雾电离等方法得到的M＋(Fe＋、Co＋、Ni＋等)与O3反应可得MO＋。MO＋与CH4反应能高选择性地生成甲醇。分别在300 K和310 K下(其他反应条件相同)进行反应MO＋＋CH4===M＋＋CH3OH，结果如下图所示。图中300 K的曲线是 b　(填“a”或“b”)。300 K、60 s时MO＋的转化率为 1－10－0.1　(列出算式)。 (3)MO＋分别与CH4、CD4反应，体系的能量随反应进程的变化如图所示(两者历程相似，图中以CH4示例)。 (ⅰ)步骤Ⅰ和Ⅱ中涉及氢原子成键变化的是 Ⅰ　(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。 (ⅱ)直接参与化学键变化的元素被替换为更重的同位素时，反应速率会变慢，则MO＋与CD4反应的能量变化应为图中曲线 c　(填“c”或“d”)。 (ⅲ)MO＋与CH2D2反应，氘代甲醇的产量CH2DOD <　CHD2OH(填“>”“＝”或“<”)。若MO＋与CHD3反应，生成的氘代甲醇有 2　种。 [解析]　(1)根据盖斯定律可知，③＝(②－①)，则ΔH3＝(ΔH2－ΔH1)＝－307 kJ·mol－1，平衡常数 (2)根据M守恒可知c(MO＋)初始＝c(MO＋)＋c(M＋)，故＝，用来表示MO＋的剩余率(未反应的MO＋占初始MO＋的比例)。其他条件相同时，温度越高，反应速率越快，相同时间内消耗的MO＋越多，越小，－lg越大。由题图可知时间相同时曲线a对应的－lg大于曲线b，故曲线a对应的温度更高，即曲线a对应310 K，曲线b对应300 K。300 K、60 s时，－lg＝0.1，MO＋的转化率α(MO＋)＝＝1－＝1－10－0.1。 (3)(ⅰ)由题图可知步骤Ⅰ中形成了H—O键、M—C键，步骤Ⅱ中形成了C—O键，故涉及氢原子成键变化的是步骤Ⅰ。(ⅱ)由直接参与化学键变化的元素被替换为更重的同位素时，反应速率会变慢，可知替换后活化能变大，则MO＋与CD4反应的能量变化应为题图中曲线c。(ⅲ)由(ⅱ)问可知直接参与化学键变化的元素被替换为更重的同位素时，反应速率会变慢，则产量更低。生成产物CH2DOD需要形成O—D键，相较于生成CHD2OH中的O—H键活化能更高，反应速率更慢，则氘代甲醇的产量CH2DOD<CHD2OH。CHD3的空间结构是以C为中心原子的四面体形，3个D原子的化学环境相同，因此只有CHD2OD和CD3OH两种产物。 本讲要点速记： 1．物质能量与反应吸、放热之间的两个关系： (1)E反应物>E生成物，放热反应，ΔH<0。 (2)E反应物<E生成物，吸热反应，ΔH>0。 2．热化学方程式书写与判断的注意事项： (1)注意标明物质的聚集状态。 (2)注意ΔH的符号与单位。 (3)注意ΔH的数值与计量数是否对应。 (4)燃烧热、中和热等条件的限制。 3．了解燃烧热和中和热的两点联系 (1)对于中和热、燃烧热，由于它们的反应放热是确定的，所以描述中不带“－”，但其焓变小于零。 (2)当用热化学方程式表示中和热时，生成H2O的物质的量必须是1 mol，当用热化学方程式表示燃烧热时，可燃物的物质的量必须为1 mol。 4．盖斯定律的两个关键： (1)化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，与反应途径无关。 (2)利用盖斯定律可间接计算某些反应的反应热。 5．盖斯定律中的两个关系 (1)总反应方程式＝各步反应方程式之和 (2)总反应的焓变＝各步反应的焓变之和 6．热化学中能量呈现的主要形式 (1)焓：描述与物质内能有关的物理量。 (2)生成焓：生成焓是某温度下，标准状态的各种元素的最稳定单质生成标准状态1 mol某纯物质的热效应。 (3)焓变：等压条件下，反应热等于反应的焓变。 (4)燃烧热：在101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。 (5)活化能：活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量之差；常分为正反应活化能和逆反应活化能。 (6)键能：是指气态分子中1 mol化学键解离成气态原子所吸收的能量。 7．运用活化能应注意“一式一历程” (1)“一式”：焓变＝正反应活化能－逆反应活化能； (2)“一历程”：特别注意历程图像中是以1 mol为单位，还是以一个分子为单位来呈现的，若以1 mol为单位呈现时，用“一式”直接计算即可，但以一个分子为单位来呈现时，若焓变的单位为eV/mol或kJ·mol－1，则其数值应扩大NA倍(NA为阿伏加德罗常数的值)。 学科网（北京）股份有限公司 $$