专题02 反应热的计算【基础必牢】（含默写版和背记版）化学人教版选择性必修1

专题02 反应热的计算 一、盖斯定律 1．盖斯定律的内容 大量实验证明，一个化学反应，不管是 完成的还是 完成的，其反应热是 的。换句话说，化学反应的反应热只与反应体系的 和 有关，而与反应的 无关。 2．盖斯定律的意义 应用盖斯定律可以间接计算以下情况(不能直接测定)的反应热： （1）有些反应进行得很慢。 （2）有些反应不容易直接发生。 （3）有些反应的生成物不纯(有副反应发生)。 3．应用盖斯定律的计算方法 （1）“虚拟路径”法 若反应物A变为生成物D，可以有两个途径 ①由A直接变成D，反应热为ΔH； ②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。 如图所示： 则有ΔH＝ 。 （2）加合法 加合法就是运用所给热化学方程式通过加减乘除的方法得到所求的热化学方程式。 举例说明： 根据如下两个反应，选用上述两种方法，计算出C(s)＋O2(g)===CO(g)的反应热ΔH。 Ⅰ.C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1 Ⅱ.CO(g)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH2＝－283.0 kJ·mol－1 ①“虚拟路径”法 反应C(s)＋O2(g)====CO2(g)的途径可设计如下： 则ΔH＝ ＝ kJ·mol－1。 ②加合法 分析：找唯一：C、CO分别在Ⅰ、Ⅱ中出现一次 同侧加：C是Ⅰ中反应物，为同侧，则“＋Ⅰ” 异侧减：CO是Ⅱ中反应物，为异侧，则“－Ⅱ” 调计量数：化学计量数相同，不用调整，则Ⅰ－Ⅱ即为运算式。所以ΔH＝ ＝ kJ·mol－1。 4．根据盖斯定律计算技巧 （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 ，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 。 三调：调整中间物质的 。 一加：将调整好的热化学方程式及其ΔH 。 （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，反应热的数值必须也 该数。 ②热化学方程式相加减时，物质之间相加减，反应热也必须相 。 ③将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”随之 ，但数值 。 利用盖斯定律时注意以下三点： 1依据目标方程式中只在已知方程式中出现一次的物质调整已知方程式方向和化学计量数。 2每个已知方程式只能调整一次。 3ΔH与化学方程式一一对应调整和运算。 易错提醒 二、反应热的计算 1．根据反应物和生成物的能量计算 公式：△H = 2．根据反应物和生成物的键能计算 公式：△H = 3．根据旧键断裂和新键形成过程中的能量差计算 公式：△H = 如图：则ΔH＝ 4．根据正反应和逆反应的活化能计算 5． 公式：△H = 根据中和热计算 公式：中和反应放出的热量＝ ×|ΔH| 6．根据燃烧热数据，计算反应放出的热量 公式：Q＝燃烧热× 7．根据热化学方程式进行有关计算 反应热与反应物各物质的物质的量成 比，根据已知的热化学方程式和已知的反应物或生成物的物质的量或反应吸收或放出的热量，可以把反应热当作“产物”，计算反应放出或吸收的热量。 三、反应热大小比较 1．ΔH大小比较时注意事项 ΔH是有符号“＋”“－”的，比较时要带着符号比较。 （1）吸热反应的ΔH为“＋”，放热反应的ΔH为“－”， 所以吸热反应的ΔH一定大于放热反应的ΔH。 （2）放热反应的ΔH为“－”，所以放热越多，ΔH越小。 2．常见的几种ΔH大小比较方法 （1）如果化学计量数加倍，ΔH的绝对值也要加倍 例如，H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH1＝－a kJ·mol－1； 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH2＝－b kJ·mol－1，其中ΔH2 ΔH1 0，且b＝2a。 （2）同一反应，反应物或生成物的状态不同，反应热不同 在同一反应里，反应物或生成物状态不同时，要考虑A(g)A(l)A(s)，或者从三状态自身的能量比较：E(g) E(l) E(s)，可知反应热大小亦不相同。 如S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH1＝－a kJ·mol－1 S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH2＝－b kJ·mol－1 （3）晶体类型不同，产物相同的反应，反应热不同 如C(s，石墨)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＝－a kJ·mol－1 C(s，金刚石)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH2＝－b kJ·mol－1 （4）根据反应进行的程度比较反应热大小 ①其他条件相同，燃烧越充分，放出热量越多，ΔH ，如C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH1；C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH2，则ΔH1＞ΔH2。 ②对于可逆反应，由于反应物不可能完全转化为生成物，所以实际放出(或吸收)的热量 相应的热化学方程式中的ΔH的绝对值。如：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)ΔH＝－197 kJ·mol－1，向密闭容器中通入2 mol SO2(g)和1 mol O2(g)，发生上述反应，达到平衡后，放出的热量小于197 kJ，但ΔH仍为－197 kJ·mol－1。 （5）中和反应中反应热的大小不同 ①浓硫酸和氢氧化钠固体反应生成1 mol水时，放出的热量一定 57.3 kJ(浓硫酸稀释和氢氧化钠固体溶解时都会放出热量)。 ②醋酸和NaOH溶液反应生成1 mol水时，放出的热量一定 57.3 kJ(醋酸电离会吸热)。 ③稀硫酸和Ba(OH)2溶液反应生成1 mol水时，反应放出的热量一定 57.3 kJ(SO和Ba2＋反应生成BaSO4沉淀会放热)。 1ΔH的大小比较时包含“＋”“－”比较。 2先画出物质的能量E的草图，比较热量的大小，再根据吸、放热加上“＋”“－”进行比较。 3可逆反应的ΔH为完全反应时的值，因不能完全反应，吸收或放出的能量一般小于|ΔH|。 易错提醒 一、盖斯定律 1．盖斯定律的内容 大量实验证明，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，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．盖斯定律的意义 应用盖斯定律可以间接计算以下情况(不能直接测定)的反应热： （1）有些反应进行得很慢。 （2）有些反应不容易直接发生。 （3）有些反应的生成物不纯(有副反应发生)。 3．应用盖斯定律的计算方法 （1）“虚拟路径”法 若反应物A变为生成物D，可以有两个途径 ①由A直接变成D，反应热为ΔH； ②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。 如图所示： 则有ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。 （2）加合法 加合法就是运用所给热化学方程式通过加减乘除的方法得到所求的热化学方程式。 举例说明： 根据如下两个反应，选用上述两种方法，计算出C(s)＋O2(g)===CO(g)的反应热ΔH。 Ⅰ.C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1 Ⅱ.CO(g)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH2＝－283.0 kJ·mol－1 ①“虚拟路径”法 反应C(s)＋O2(g)====CO2(g)的途径可设计如下： 则ΔH＝ΔH1－ΔH2＝－110.5 kJ·mol－1。 ②加合法 分析：找唯一：C、CO分别在Ⅰ、Ⅱ中出现一次 同侧加：C是Ⅰ中反应物，为同侧，则“＋Ⅰ” 异侧减：CO是Ⅱ中反应物，为异侧，则“－Ⅱ” 调计量数：化学计量数相同，不用调整，则Ⅰ－Ⅱ即为运算式。所以ΔH＝ΔH1－ΔH2＝－110.5 kJ·mol－1。 4．根据盖斯定律计算技巧 （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，反应热的数值必须也乘上该数。 ②热化学方程式相加减时，物质之间相加减，反应热也必须相加减。 ③将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”随之改变，但数值不变。 利用盖斯定律时注意以下三点： 1依据目标方程式中只在已知方程式中出现一次的物质调整已知方程式方向和化学计量数。 2每个已知方程式只能调整一次。 3ΔH与化学方程式一一对应调整和运算。 易错提醒 二、反应热的计算 1．根据反应物和生成物的能量计算 公式：△H = 生成物总能量 — 反应物总能量 2．根据反应物和生成物的键能计算 公式：△H = 反应物总键能 — 生成物总键能 3．根据旧键断裂和新键形成过程中的能量差计算 公式：△H = 断键吸收能量 — 成键释放能量 如图：则ΔH＝E1－E2 4．根据正反应和逆反应的活化能计算 公式：△H = 正反应活化能 — 逆反应活化能 6． 根据中和热计算 公式：中和反应放出的热量＝n(H2O)×|ΔH| 6．根据燃烧热数据，计算反应放出的热量 公式：Q＝燃烧热×n(可燃物的物质的量) 7．根据热化学方程式进行有关计算 反应热与反应物各物质的物质的量成正比，根据已知的热化学方程式和已知的反应物或生成物的物质的量或反应吸收或放出的热量，可以把反应热当作“产物”，计算反应放出或吸收的热量。 三、反应热大小比较 1．ΔH大小比较时注意事项 ΔH是有符号“＋”“－”的，比较时要带着符号比较。 （1）吸热反应的ΔH为“＋”，放热反应的ΔH为“－”， 所以吸热反应的ΔH一定大于放热反应的ΔH。 （2）放热反应的ΔH为“－”，所以放热越多，ΔH越小。 2．常见的几种ΔH大小比较方法 （1）如果化学计量数加倍，ΔH的绝对值也要加倍 例如，H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH1＝－a kJ·mol－1； 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH2＝－b kJ·mol－1，其中ΔH2＜ΔH1＜0，且b＝2a。 （2）同一反应，反应物或生成物的状态不同，反应热不同 在同一反应里，反应物或生成物状态不同时，要考虑A(g)A(l)A(s)，或者从三状态自身的能量比较：E(g)＞E(l)＞E(s)，可知反应热大小亦不相同。 如S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH1＝－a kJ·mol－1 S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH2＝－b kJ·mol－1 （3）晶体类型不同，产物相同的反应，反应热不同 如C(s，石墨)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＝－a kJ·mol－1 C(s，金刚石)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH2＝－b kJ·mol－1 （4）根据反应进行的程度比较反应热大小 ①其他条件相同，燃烧越充分，放出热量越多，ΔH越小，如C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH1；C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH2，则ΔH1＞ΔH2。 ②对于可逆反应，由于反应物不可能完全转化为生成物，所以实际放出(或吸收)的热量小于相应的热化学方程式中的ΔH的绝对值。如：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)ΔH＝－197 kJ·mol－1，向密闭容器中通入2 mol SO2(g)和1 mol O2(g)，发生上述反应，达到平衡后，放出的热量小于197 kJ，但ΔH仍为－197 kJ·mol－1。 （5）中和反应中反应热的大小不同 ①浓硫酸和氢氧化钠固体反应生成1 mol水时，放出的热量一定大于57.3 kJ(浓硫酸稀释和氢氧化钠固体溶解时都会放出热量)。 ②醋酸和NaOH溶液反应生成1 mol水时，放出的热量一定小于57.3 kJ(醋酸电离会吸热)。 ③稀硫酸和Ba(OH)2溶液反应生成1 mol水时，反应放出的热量一定大于57.3 kJ(SO和Ba2＋反应生成BaSO4沉淀会放热)。 1ΔH的大小比较时包含“＋”“－”比较。 2先画出物质的能量E的草图，比较热量的大小，再根据吸、放热加上“＋”“－”进行比较。 3可逆反应的ΔH为完全反应时的值，因不能完全反应，吸收或放出的能量一般小于|ΔH|。 易错提醒 学科网（北京）股份有限公司 $