1.1 反应热 焓变 课件-2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修1

高二总共要学3本书，不仅更深入地学习化学原理知识，而且还要推理、变换、应用。尤其对微观粒子，空间结构，计算能力要求高。高二学年知识总量占高考考核知识量的70%，也是决定高考取胜与否的关键性一年。 化学学习要求：文件袋（夹层纽扣款），B5活页本 1、一节新课从铺垫，提问，应用都围绕最重要的知识定律，不要错过关键之处，要记好笔记。笔记是在没有老师的时候唯一能复盘的资料，但并不是把PPT里的全记下来。 2、高考从读题就开始筛选人才，要坚持训练自主解决问题的能力，尤其是推理和计算两大能力。你不会的破题，分析角度，学科方法都要认真修正。 3、认真完成和妥善保管每一张学案，每周的周末训练卷，和每个单元的单元过关卷，做总结和错题整理。但是禁止把试卷剪烂，试卷要完整保留，书写工整，要分别有做题和讲评的痕迹。 理解原理很重要，亲自动笔更重要！ 学习化学的方法 1.加强预习(自主学习），做有准备的学习； 2.专心上课（做好笔记，积极发言），做有时效的学习； 3.及时练习（独立完成，红笔批改，及时弄懂，批不动的圈题号。 ），做有基础的学习； 4. 善于反思（及时总结），周末总结归纳，错题总结 做有整合的学习。 作业本第二天交，练习册每周检查，科代表做好登记。严抓作业 《化学反应原理》基本内容: 2、反应条件如何影响反应速率和历程？为何反应产物产率高低不同？反应条件如何影响反应的方向和限度？ 3、从更高度来认识酸碱盐的本质及其在溶液中的反应和平衡。 1、从能量变化角度来探讨化学变化。 4、电化学的基础知识（原电池、电解池、化学电源、金属电化腐蚀和防护）。 5 化学反应带来了什么 中国长征五号"胖五"再显神威,成功发射亚洲最重卫星 化学反应中的能量变化形式有哪些？ 放热反应 (1)所有燃烧 (2)中和反应 (3)活泼金属与水、酸反应 (4)大多数化合反应 (5)缓慢氧化 (6)铝热反应 吸热反应 (1)大多数分解反应 (2)多数还原反应，如C热的炭与二氧化碳的反应,CO还原氧化铜 (3)铵盐与碱: Ba(OH)2·8H2O(s)＋2NH4Cl (4)盐酸与碳酸氢钠反应 在实际应用中，人们如何定量地准确描述化学反应过程中释放或吸收的热量呢？ 哪些反应是放热反应？哪些反应是吸热反应？ 1、如何定量地描述一个化学反应释放或吸收的热能呢？ 2、用什么方法可以准确地测量一个化学反应释放或吸收的热量呢？ 3、通过理论方法能够计算出化学反应释放或吸收的热量呢？ (一)体系与环境 被研究的物质及反应称为体系(又称为系统)； 体系： 环境： 与体系相互影响的其他部分称为环境； 反应体系： 反应物：盐酸、NaOH溶液 发生的反应：HCl＋NaOH＝NaCl＋H2O 环境：如试管、空气等 1、体系与环境——以盐酸与NaOH溶液之间的反应为例 环境 体系 一、反应热 焓变 物质交换/热量交换 2、体系与环境的热量交换——反应热 测定反应热的方法： 在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热。 测量仪器 测定原理 量热计 用温度计测量反应前后体系的温度变化，根据测定体系的温度变化和有关物质的比热容等来计算反应热 （二）反应热 环境 体系 T2 ＞ T1 T2 T1 （三）反应热的测定 1、仪器——量热计 简易量热计 简易量热计 内筒：反应容器 外筒：保温作用，减少能量损失 测量反应前后溶液温度的变化值 使反应充分进行，体系的温度均匀 保温、隔热，减少热量损失 （三）中和反应反应热的测定 2、原理 H+ + OH- = H2O 通过热成像仪直观感受感受中和反应的反应热 （三）中和反应反应热的测定 2、原理 Q:反应放出或者吸收的热量 C表示溶液及量热计的热容 T2、T1分别表示反应前后体系的温度 将反应物加入内筒并使之迅速混合，测定反应前后溶液温度的变化值，即可利用公式Q＝C(T2－T1)计算出反应热。 Q ＝ C（T2 － T1）= c · m · Δt 为了计算简便，可以近似地认为实验所用酸、碱稀溶液的密度、比热容与水的相同，并忽略量热计的比热容 H+ + OH- = H2O 在不发生化学反应和物质聚集状态不变的条件下，物质吸收热量，温度每升高 1 K 时所吸收的热量称为该物质的热容。热容用符号 C 表示，其单位为 J • K－1。 纯物质的热容与其质量成正比。单位质量的物质的热容称为该物质的比热容，简称比热。比热的单位为kJ • K－1 • kg－1。常温下，液态水的比热为 4.18 kJ • K－1 • kg－1。 （三）中和反应反应热的测定 反应放出或者吸收的热量 C表示溶液及量热计的热容 T2、T1分别表示反应前后体系的温度 Q ＝ C（T2 － T1）= c · m · Δt 为了计算简便，可以近似地认为实验所用酸、碱稀溶液的密度、比热容与水（ 4.18 kJ • K－1 • kg－1 ）的相同，并忽略量热计的比热容 结合以上分析，实验过程中我们需要测定哪些数据？ Q = cm△t Q：反应放出的热量 c：混合液的比热容c=4.18 J/(g . 0C) m：混合液的质量 Δt：前后溶液温度的差值 为了计算简便，可以近似地认为实验所用酸和碱稀溶液的密度、比热容与水的相同，并忽略量热计的比热容 应该测量的数据 反应物质量 反应物的温度 反应后体系的温度 （三）中和反应反应热的测定 2、原理 3.实验过程 （1）反应物温度的测量 ①用量筒量取50mL0.50mol/L盐酸，打开杯盖，倒入量热计的内筒中，盖上杯盖，插入温度计，测量并记录盐酸的温度（数据填入下表）。 用水把温度计上的酸冲洗干净，擦干备用。 ②用另一个量简量取50mL0.55mol/L.NaOH溶液，用温度计测量并记录NaOH溶液的温度（数据填入下表）。 （2）反应后体系温度的测量 打开杯盖，将量筒中的NaOH溶液迅速倒入量热计的内简中，立即盖上杯盖，插入温度计，用搅拌器匀速搅拌。密切关注温度变化，将最高温度记为反应后体系的温度（t2）。 （3）重复上述步骤（l）至步骤（2）两次。 思考：能否更换温度计？ 不能，会存在仪器误差 思考：能否测完酸后直接测量碱的温度？ 不能，残留的酸与碱反应，造成酸碱消耗，热量损失 16 4.数据处理： 某小组用50 mL 0.5 mol·L－1的盐酸与50 mL 0.55 mol·L－1的NaOH溶液进行实验。 取三次测量所得温度差的平均值作为计算依据。 实验次数 反应物的温度/℃ 反应前体系的温度 反应后体系的温度 温度差 盐酸 NaOH溶液 t1/ ℃ t2/ ℃ （t2-t1）/ ℃ 1 29.5 29.5 29.5 32.5 3 2 30 29 29.5 32.5 3 3 29.5 29.5 29.5 32.2 3 设溶液的密度均为1 g·cm－3，反应后溶液的比热容c＝4.18 J·g－1·℃－1， 则反应放出的热量Q≈ kJ，那么生成1 mol H2O放出的热 量为＝ ＝ 。 50.2kJ 如果某一次实验的数据异常，怎么办？ 将差异明显的数据舍去。 Q= c·(m1+m2)·(t2-t1) HCl(aq) + NaOH (aq) ＝ H2O(l) + NaCl (aq) 1 1 1 Q1 0.025mol 0.025mol 0.025mol Q = 0.418(t2-t1) kJ 1.255 大量实验测得，在250C和101kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成1mol H2O时，放出57.3kJ的热量。 H+(aq) + OH-(aq) = H2O(l) 放出的热量为定值57.3kJ 二、中和热 课本P6 【思考】若改用100mL0.50mol/L盐酸与100mL0.55mol/LNaOH溶液混合，所测中和热的数值是否与实验结果一致？ 否；中和热是指在稀溶液中强酸与强碱发生中和反应生成1 mol H2O时的反应热，其数值与反应物的量的多少无关，故所测结果应与本次实验结果基本相同。 3.实验过程 （1）反应物温度的测量 ①用量筒量取50mL0.50mol/L盐酸，打开杯盖，倒入量热计的内筒中，盖上杯盖，插入温度计，测量并记录盐酸的温度（数据填入下表）。 用水把温度计上的酸冲洗干净，擦干备用。 ②用另一个量简量取50mL0.55mol/L.NaOH溶液，用温度计测量并记录NaOH溶液的温度（数据填入下表）。 （2）反应后体系温度的测量 打开杯盖，将量筒中的NaOH溶液迅速倒入量热计的内简中，立即盖上杯盖，插入温度计，用搅拌器匀速搅拌。密切关注温度变化，将最高温度记为反应后体系的温度（t2）。 （3）重复上述步骤（l）至步骤（2）两次。 实验过程中如何提高实验的准确度？ 减少实验误差？ 动作迅速，减小热量损失 搅拌均匀 提高装置的保温效果 温度计测定一种溶液后 洗净擦干 50mL0.55mol/L.NaOH溶液 过量的碱，保证酸完全中和 思考： ①玻璃搅拌器能否用金属搅拌器代替？ 不能。原因是金属质搅拌器易导热，造成热量损失。 二、中和热 【思考】实验过程中能否用浓硫酸代替盐酸；醋酸代替盐酸，或用氨水代替NaOH溶液？若代替对实验结果会造成什么影响？ 浓H2SO4 NaOH（s） CH3COOH 放热 稀释 溶解 放热 电离 吸热 BaSO4 生成 放热 强酸强碱浓溶液，因为稀释放热，故生成1molH2O放热 >57.3 kJ 弱酸弱碱稀溶液，因为电离吸热，故生成1molH2O放热 < 57.3 kJ 真题快车： 学案 D 三、反应热与焓变 内能(U):体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强和物质的聚集状态等影响。 焓(H):为了描述等压条件下的反应热，科学上引入了一个与内能有关的物理量。 【思考本质】化学反应为什么会产生反应热? 能量越低物,质越稳定。 【注意】① 意义不同。 ②任何化学反应都有反应热。 ③物质三态之间变化的焓变不能叫反应热， 反应热是化学反应的焓变。 反应热：等压条件下，反应热等于焓的变化量，简称焓变 表示：∆H＝ H生成物－ H反应物 单位： kJ/mol 或 kJ•mol-1 放热反应 吸热反应 过渡态1 过渡态2 反应物不是直接变成生成物的，比如催化剂有参与，图示表达更丰富了。第二章反应历程中还会探究。 ΔH1＝E1-E2 ΔH2＝E3-E4 ΔH<0 ΔH>0 1、内能：是体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强、和物质的聚集状态等影响。 ①宏观角度 产生反应热的原因：化学反应前后体系的 内能发生了变化 ΔH＝生成物总能量(H生) -反应物总能量(H反) ⁠ 能量图与反应的焓变 　下物质间的反应，其能量变化符合图示的是（　A　）列 A. 合成氨反应 B. 碳与水蒸气高温制水煤气 C. Ba（OH）2·8H2O晶体和NH4Cl晶体混合 D. 碳酸钙的分解 A 【解析】　该图示为放热反应能量图，合成氨是放热反应，A符合；制水煤气是吸热反应，B不符合；Ba（OH）2·8H2O晶体和NH4Cl晶体混合反应是吸热反应，C不符合；碳酸钙分解是吸热反应，D不符合。 考点研析 微观分析 从化学键的角度加以分析 键能：在25 ℃和101 kPa下，断开1 mol 气态分子AB(g)中的共价键，使其生成气态原子 A(g)和 B(g)所吸收的能量。 断键 吸热 成键放热 计算1 mol H2 与 1 mol Cl2生成2 mol HCl的反应热？P7图 微观分析 从化学键的角度加以分析 键能：在25 ℃和101 kPa下，断开1 mol 气态分子AB(g)中的共价键，使其生成气态原子 A(g)和 B(g)所吸收的能量。 断键 吸热 ΔH ＝(436+243) kJ·mol -1－2×431 kJ·mol -1 ＝ －183 kJ·mol -1 H2(g)＋Cl2(g)＝2HCl(g)反应的能量变化示意图 断键 吸热 成键 放热 (1)ΔH＝ΔH>0 →吸热反应，ΔH<0 → 放热反应 (2) ΔH＝生成物总能量(H生) -反应物总能量(H反) (3)ΔH＝反应物的总键能(E吸) - 生成物的总键能(E放) 小结 课本13页 （2021·浙江卷1月）已知共价键的键能与热化学方程式信息如表所示。则2O（g）O2（g）的ΔH为（　D　） 共价键 H—H H—O 键能/（kJ/mol） 436 463 热化学方程式 2H2（g）＋O2（g）2H2O（g） ΔH＝－482 kJ/mol A. ＋428 kJ/mol B. －428 kJ/mol C. ＋498 kJ/mol D. －498 kJ/mol D 【解析】　ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和＝2E（H—H）＋E（OO）－4E（H—O）；即－482 kJ/mol＝2×436 kJ/mol＋E（OO）－4×463 kJ/mol，解得OO的键能为498 kJ/mol，2个氧原子结合生成氧气的过程需要释放能量，因此 2O（g）O2（g）的ΔH＝－498 kJ/mol。 ＝－498 kJ/mol (2)根据图3写出N2(g)和H2(g)合成1 mol NH3(l)的热化学方程式 。 1、已知一些化学键的键能数据如表所示： 化学键 C—H C—F H—F F—F 键能/(kJ •mol－1) 414 489 565 155 请根据键能数据估算CH4(g)和F2(g)反应生成CF4(g)和HF(g)的热化学方程式：_________________________________________________ CH4(g)＋4F2(g)===CF4(g)＋4HF(g) ΔH＝－1 940 kJ/mol 1、已知：H2（g）+F2（g）=2HF（g） △H=-270kJ·mol-1，下列说法正确的是( ) A.在相同条件下，1molH2（g）与1molF2（g） 的能量总和大于2mol HF（g）的能量 B.1mol H2（g）与1molF2（g）反应生成2mol 液态HF放出的热量小于270kJ C.该反应的逆反应是放热反应 D.该反应过程的能量变化可用右图表示 A 随堂小练 35 第一章 化学反应的热效应 第一节 反应热 第二课时 热化学方程式 化学选修一 内能(U):体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强和物质的聚集状态等影响。 固态 液态 气态 吸收 热量 吸收 热量 反应Ⅰ：2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) ΔH1 反应Ⅱ：2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) ΔH2 ① 哪个反应放出的热量更多？ ② ΔH1和ΔH2的大小关系？ ΔH1＞ΔH2 【热化学方程式】 一、定义: 表明 释放 或 吸收的热量的化学方程式。　 H2(g) + Cl2(g) ==== 2HCl(g) △H = － 184.6kJ/mol 200℃ 101kPa 物质变化 能量变化 意义：1mol气态H2和1mol气态Cl2反应生成2mol气态HCl时，放出热量184.6KJ。 注明反应物和生成物的聚集状态 38 注2. 反应温度、压强不同其ΔH也不同，需注明反应的温度和压强。若不注明温度和压强，一般指25℃，101kPa。 注3. 热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示微粒数，只表示物质的量，因此可以是整数或简单分数，不能是小数。 H2(g) + Cl2(g) ==== 2HCl(g) △H = － 184.6kJ/mol 200℃ 101kPa 39 ③热化学方程式中化学式前面的化学计量数必须与ΔH相对应，若化学计量数加倍，则ΔH的数值也要加倍。如何理解ΔH单位的“每摩尔”？如何匹配各物质的量？ -285.8 kJ/mol 注5. 对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其ΔH也不同，故系数必须与反应热相对应。 2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) ΔH= -571.6 kJ/mol H2(g)+O2(g)=H2O(l) H2O(g)=H2O(l) ΔH= －44kJ/mol H2O(l) =H2(g)+O2(g) H2O(g) =H2(g)+O2(g) 玩转ΔH （6） 对于可逆反应，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。无论化学反应是否可逆，热化学方程式中的ΔH都表示反应进行到底（完全转化）时的反应热。 如：2SO2（g）＋O2（g）2SO3（g）　ΔH＝－197 kJ/mol，是指 2mol SO2（g）与1mol O2（g）完全转化为2mol SO3（g）时放出的热量为197 kJ。 若在相同的温度和压强时，向容器中加2mol SO2（g）和1mol O2（g），一定条件下反应达平衡时，放出的热量要 　小于　⁠197 kJ。  小于 【热化学方程式的书写】 一、热化学方程式的书写步骤 一写方程式 二标状态 三标条件 四标 ΔH 五标数值 写出配平的化学方程式 用 s，l，g，aq 标明物质的聚集状态 标明反应温度和压强（101kPa，25℃可不标注） 在方程式后面标明该反应的焓变 ΔH 根据化学计量数计算ΔH值并注明单位 热量是正值，单位是焦耳。正反应与逆反应焓变符号相反，数值相等。 43 【热化学反应方程式】 课本13页 44 燃烧热：在25 ℃、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，叫做该物质的燃烧热。 指定产物是指可燃物中碳元素变为CO2(g)，氢元素变为H2O(l)；硫元素变为SO2(g)，氮元素变为N2(g)等。物质的燃烧都是放热反应，所以表示物质的燃烧热的△H均为负值，即△H<0。例如：C8H18(l)＋O2(g)=8CO2(g)＋9H2O(l)　ΔH＝－5518kJ·mol－1。 三、反应热的应用—燃烧热 3、燃烧热的热化学方程式 (1) 以1mol燃料为标准来配平热化学方程式； (2) 完全燃烧生成指定产物。 (唯一) 练、写出以下物质燃烧热的热化学方程式 (1) 1 mol 甲烷在氧气中完全燃烧释放的能量为890 kJ CH4(g)＋2O2(g)＝CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH＝−890 kJ/mol （2）1 g乙烷燃料完全燃烧放出的热量30 kJ C2H6(g)＋7/2O2(g)＝2CO2(g)＋3H2O(1) ΔH＝−1560 kJ/mo1 三、反应热的应用—燃烧热 练、下列有关热化学方程式及其叙述正确的是( ) A．乙烷的燃烧热为1559 kJ/mo1，则乙烷燃烧热的热化学方程式为： 2C2H6(g)＋7O2(g)＝4CO2(g)＋6H2O(1) ΔH＝−3118 kJ/mo1 B．1mol甲醇(l)完全燃烧生成CO2和H2O(1)时放出726 kJ热量，则其 燃烧的热化学方程式为 2CH3OH(l)＋3O2(g)＝2CO2(g)＋4H2O(1) ΔH＝−1452 kJ/mol C．已知2C(s)＋O2(g)＝2CO(g) ΔH＝−221kJ·mol-1，则C的燃烧热为 110.5kJ/mo1 B 微观角度：化学键的形成和断开 作业p4 作业p4 (2) ΔH＝生成物总能量(H生) -反应物总能量(H反) (3)ΔH＝反应物的总键能(E吸) - 生成物的总键能(E放) (1)ΔH＝ΔH>0 →吸热反应，ΔH<0 → 放热反应 (2) ΔH＝生成物总能量(H生) -反应物总能量(H反) (3)ΔH＝反应物的总键能(E吸) - 生成物的总键能(E放) ΔH1 、 ΔH2 、 ΔH3数值上有何数量关系？ ③C(s)＋O2(g)===CO(g) ΔH3= -110.5 kJ/mol C(s) + O2(g) = CO2(g) ΔH1 = -393.5 kJ/mol CO(g) + O2(g) = CO2(g) ΔH2 = -283.0 kJ/mol ① ② 化学方程式①、②、③有何关系？ 热化学方程式可以像代数式那样加减 通过大量的实验证明了化学反应的焓变与化学反应的过程没有关系，只与反应物和生成物的始末状态有关，这一定律称之为盖斯定律。 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。 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。 从能量角度理解盖斯定律： 先从始态 S 变化到终态 L 体系放出热量(∆H1 <0) 同一个热化学反应方程式，正向反应∆H1与逆向反应∆H2大小相等，符号相反，即： ∆H1= –∆H2，ΔH1＋ΔH2＝0 意义 盖斯定律的提出要早于能量守恒定律的确认，是热化学领域发现的第一个定律，也是自然科学上首先得出的能量守恒和转化的规律性结论。盖斯定律是化学热力学发展的基础。 利用盖斯定律间接求算反应热 速率很慢的反应 不容易直接发生的反应 伴随副反应的反应 练习1、氢气与氧气生成液态水的反应，可以通过两种途径来完成，如图所示。已知： ① H2 (g) + O2 (g) = H2O (l) ΔH1 = － 285.8 kJ·mol－1 ② H2O (g) = H2O(l) ΔH2 = －44.0kJ·mol－1 ③2H2O (l) = 2H2 (g) + O2 (g) ΔH3 = ④H2 (g) + O2 (g)= H2O (g) ΔH4 = ⑤ 2H2 (g) + O2 (g)= 2H2O (g) ΔH5 = ①书写方程式；②分析几条化学方程式数学关系；③代入△H计算 ③= - 2① ④=①-② ⑤=2（①-②） 盖斯定律的应用 运用盖斯定律计算反应热的解题模型： 先找出待求解反应的目标化学方程式 调方向：根据目标热化学方程式调整可用的已知热化学方程式的方向，同时调整∆H 的符号 调系数：根据目标热化学方程式将调整好方向的热化学方程式乘以某一个系数以便后续消去无关物质 将调整好的热化学方程式进行加合，以得到待求解的化学方程式的∆H 调整 加合 找出 59 动笔：根据下列热化学方程式： ①C(s)＋O2(g)=CO2(g)　 ΔH1＝－393.5kJ·mol－1 ②H2(g)＋O2(g)=H2O(l) ΔH2＝－285.8kJ·mol－1 ③CH3COOH(l)＋2O2(g)=2CO2(g)＋2H2O(l) ΔH3＝－870.3kJ·mol－1 求④2C(s)＋2H2(g)＋O2(g)=CH3COOH(l)的反应热。 ΔH4=-488.3KJ/mol ④=①×2+②×2－③;则ΔH4=ΔH1×2+ΔH2×2－ΔH3 60 课本p17,4-6题 课本p17,4-6题 答案:A 解析：当水由气态变为液态时要放出热量，所以生成液态水放出的热量比生成气态水放出的热量多 复习与提高 答案：B 解析：设1mol N≡N断裂需要吸收的能量为x kJ, 根据ΔH=反应物总键能-生成物的总键能 则 xkJ/mol+ 3×436kJ/mol-391×6kJ/mol = -92.4kJ/ mol 解得x= 945.6kJ 答案:B 解析：1g H2燃烧生成液态水放出142.9kJ的能量，1molH2的质量为2g,1mol燃烧所放出的热量为 2×142.9kJ/mol= 285.8kJ/mol，燃烧反应为放热反应，因此ΔH<0 注意水的聚集状态。 答案：+92.3kJ/mol 解析：根据盖斯定律，ΔH1= -1/2ΔH，注意“+” 不能省略 （1）答案CH4 解析：n=V/Vm=1.68L/22.4L/mol= 0.075mol M= m/n= 1.2g/0.075mol=16g/mol 又因为本气体只含有C、H两种元素，可确定为分子式为CH4 （2）CH4（g)+ 2O2 (g) = CO2(g)+2H2O(l) ΔH= -890.3kJ/mol 解析：燃烧热的定义即1mol 物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量， 题目已知的是0.075mol, 转化为1molCH4燃烧所放出的热量即可 答案：（1）①（2) ③ （3）1209kJ 解析：10gH2的物质的量为5 mol (4) CO(g)+ 1/2O2(g)= CO2(g) ΔH= -283.0kJ/mol 根据盖斯定律进行计算 用反应③的ΔH减去反应②的ΔH (1） C2H2(g) +5/2 O2 (g) = 2CO2(g) + H2O(l) ΔH= -1299.6kJ/mol (2) C2H5OH(l) +3O2 (g) =2 CO2(g) + 3H2O(l) ΔH= - 1366.8kJ/mol 注意：23gC2H5OH(l)的物质的量为 0.5mol 答案：2Mg(s)+ CO2(g) == 2MgO (s) + C(s) ΔH= -809.9kJ/mol 解析：根据盖斯定律 ΔH= ΔH2—ΔH1 答案：ΔH= +124.2 kJ/mol 解析：根据盖斯定律, ΔH= ΔH1-ΔH2 答案：（1）1:1 解析：设混合气体 中H2的物质的量为x mol, 则C3H8的物质的量为(5-x) mol 混合气体燃烧所释放的热量为 285.8kJ/mol×x+2219.9(5-x)kJ/KJ/mol=6264.2kJ ,解得 x= 2.5 即H2的物质的量为 2.5mol C3H8的物质的量为2.5mol, 同温同压下， 根据阿伏加德罗定律PV=nRT可知，体积与物质的量成正比，即1：1 (2) 答案：C3H8(g)+5O2(g) = 3CO2(g)+4H2O(g) ΔH= -2043.9kJ/mol 解析： 根据盖斯定律，ΔH= ΔH2 +4ΔH3 20XX 年 3 月 1 日 示例页脚文本 77 4.（1） （2022·全国甲卷）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。 ①直接氯化：TiO2（s）＋2Cl2（g）TiCl4（g）＋O2（g） ΔH1＝＋172 kJ/mol ②碳氯化：TiO2（s）＋2Cl2（g）＋2C（s）TiCl4（g）＋2CO（g）　ΔH2＝ －51 kJ/mol 反应2C（s）＋O2（g）2CO（g）的ΔH为  　－223　⁠kJ/mol。  【解析】　（1） 根据盖斯定律，ΔH＝ΔH2－ΔH1＝－223 kJ/mol。 －223 （2） （2022·全国乙卷）油气开采、石油化工、煤化工等行业废气普遍含有的硫化氢，需要回收处理并加以利用。已知下列反应的热化学方程式： ①2H2S（g）＋3O2（g）2SO2（g）＋2H2O（g） ΔH1＝－1 036 kJ/mol ②4H2S（g）＋2SO2（g）3S2（g）＋4H2O（g） ΔH2＝＋94 kJ/mol ③2H2（g）＋O2（g）2H2O（g） ΔH3＝－484 kJ/mol 计算H2S热分解反应④2H2S（g） S2（g）＋2H2（g）的ΔH4＝ 　＋170　⁠ kJ/mol。  【解析】　（2） 根据盖斯定律，（①＋②）×－③得到反应④的ΔH4＝（－1036＋94） kJ/mol×＋484 kJ/mol＝＋170 kJ/mol。 ＋170 ⁠　（1） （2022·广州12月调研）甲醇水蒸气重整制氢具有能耗低、产物组成简单、副产物易分离等优点，是未来制氢技术的重要发展方向。该重整反应体系主要涉及以下反应： Ⅰ. CH3OH（g）＋H2O（g）CO2（g）＋3H2（g） ΔH1 Ⅱ. CH3OH（g）CO（g）＋2H2（g） ΔH2＝＋90 kJ/mol 已知CO2（g）＋H2（g）CO（g）＋H2O（g） ΔH3＝＋41 kJ/mol 反应Ⅰ的ΔH1＝ 　＋49　⁠ kJ/mol。   【解析】　（1） 由盖斯定律可得ΔH1＝ΔH2－ΔH3＝＋49 kJ/mol。 ＋49 考点研析 （2） （2022·东莞期末） CO2的资源化利用能有效减少CO2排放缓解能源危机。用CO2、H2为原料合成甲醇（CH3OH）过程主要涉及以下反应： a. CO2（g）＋3H2（g）CH3OH（g）＋H2O（g） 　　　　　　　　　　 ΔH1 b. CO2（g）＋H2（g）CO（g）＋H2O（g） 　　　　　　　　　ΔH2＝＋41.2 kJ/mol c. CO（g）＋H2（g）CH3OH（g） ΔH3＝－45.1 kJ/mol 根据盖斯定律，反应a的ΔH1＝ 　－49.0 kJ/mol　⁠。   【解析】　（2） 根据盖斯定律，b＋c×2得反应a，ΔH1＝ΔH2＋ΔH3×2＝－49.0 kJ/mol。 －49.0 kJ/mol 考点研析 Lavf58.12.100 Lavf58.12.100 eq \f(0.418t2－t1,0.025) kJ N2(g)＋ H2(g)===NH3(l)　ΔH＝(a－b－c)kJ·mol－1 $