1.2 反应热的计算（知识清单）化学人教版选择性必修1

该高中化学知识清单聚焦“反应热的计算”，系统梳理盖斯定律理解（内容、特点、意义）、计算方法（调方向、调系数、加的步骤，虚拟路径法与加合法）、反应物热量计算及ΔH大小比较，构建从理论认知到方法应用的学习支架。 知识链路以盖斯定律为核心，按“定律理解-计算步骤-实例应用-比较分析”逻辑展开，通过具体例题（如C生成CO的反应热计算）和注意事项（始态终态、符号处理），培养科学思维中的证据推理能力，强化化学观念中反应规律与能量变化的认识，助力学生掌握系统计算方法。

第一章 化学反应的热效应 第二节　反应热的计算 一、盖斯定律的理解 1.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。 2.特点 盖斯定律遵循能量守恒定律，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。 3.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)有些反应往往伴有副反应发生。 二、利用盖斯定律计算反应热的一般方法 1.盖斯定律计算步骤 （1）调方向：选取目标方程式一侧物质为参照物，看已知方程式是否与目标方程式在等号同侧，若为异侧，倒转取其逆反应，反应热的数值不变，符号相反。 （2）调系数：将已知方程式中系数乘以某个数，使其参照物与目标方程式保持一致，反应热也同时乘以这个计量数。 （3）加：将调整好的热化学方程式相加即可得到目标方程式，反应热也相加。 2.盖斯定律计算方法 （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。 例：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 反应C(s)＋O2(g)====CO2(g)的途径可设计如下： 则ΔH＝ΔH1－ΔH2 ＝－110.5kJ·mol－1。 三、一定量的反应物产生热量的计算 1.计算依据 反应热的绝对值与各物质的物质的量成正比。 2.关系式 (1)依据热化学方程式计算 aA(g)＋bB(g)===cC(g)＋dD(g)　ΔH a b c d |ΔH| n(A) n(B) n(C) n(D) Q 则＝＝＝＝。 (2)依据燃料的燃烧热计算：Q＝n(可燃物)×|ΔH|(燃烧热)。 (3)根据反应物、生成物的键能计算 ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和。 三、ΔH的大小比较 1.看物质状态：物质的气、液、固三态转化时的能量变化如下： 2.看ΔH的符号：比较反应热大小时不要只比较ΔH数值的大小，还要考虑其符号。 3.看化学计量数：当反应物与生成物的状态相同时，化学计量数越大，放热反应的ΔH越小，吸热反应的ΔH越大。 4.看反应的程度：对于可逆反应，参加反应的物质的量和状态相同时，反应的程度越大，热量变化越大。 注意事项：利用盖斯定律书写热化学方程式的关键是结合已知热化学方程式消去“中间产物”，得到目标热化学方程式，采用“目标加合法”可快速消去“中间产物”，反应热也随之相加减。 注意事项：ΔH大小比较时注意事项 （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。 1.热化学方程式中，物质聚集状态不可省略，同一反应物质状态不同，数值不同。 2.与化学计量数成正比，方程式系数扩大几倍，同步扩大相同倍数。 3.热化学方程式逆向书写时，数值不变、正负号相反。 4.盖斯定律运算时，带上符号整体计算，不可只计算数值忽略正负。 5.比较反应热大小时，要留意包含正负号，放热越多，越小。 6.燃烧热定义要求 1mol 纯物质完全燃烧，生成稳定氧化物，、。 7.中和热是稀强酸与稀强碱生成 1mol 放出的热量，弱酸、弱碱参与反应测得热量偏小。 8.盖斯定律无需考虑反应路径，只关注始态和终态，与反应经历几步无关。 9.可逆反应不能完全进行，按照方程式计算出的是完全转化对应的焓变，不等于实际放出或吸收的热量。 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $ 第一章 化学反应的热效应 第二节　反应热的计算 一、盖斯定律的理解 1.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______的。 2.特点 盖斯定律遵循能量守恒定律，在一定条件下，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。 3.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)有些反应往往伴有______发生。 二、利用盖斯定律计算反应热的一般方法 1.盖斯定律计算步骤 （1）调方向：选取目标方程式一侧物质为参照物，看已知方程式是否与目标方程式在等号同侧，若为异侧，倒转取其______，反应热的数值______，符号______。 （2）调系数：将已知方程式中系数乘以某个数，使其参照物与目标方程式保持一致，反应热也同时乘以这个计量数。 （3）加：将调整好的热化学方程式相加即可得到目标方程式，反应热也______。 2.盖斯定律计算方法 （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______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________的方法得到所求的热化学方程式。 例：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 反应C(s)＋O2(g)====CO2(g)的途径可设计如下： 则ΔH＝____________________________________＝____________kJ·mol－1。 三、一定量的反应物产生热量的计算 1.计算依据 反应热的绝对值与各物质的物质的量成______。 2.关系式 (1)依据热化学方程式计算 aA(g)＋bB(g)===cC(g)＋dD(g)　ΔH a b c d |ΔH| n(A) n(B) n(C) n(D) Q 则＝＝＝＝。 (2)依据燃料的燃烧热计算：Q＝n(可燃物)×|ΔH|(燃烧热)。 (3)根据反应物、生成物的键能计算 ΔH＝反应物的________－生成物的________。 三、ΔH的大小比较 1.看物质状态：物质的气、液、固三态转化时的能量变化如下： 2.看ΔH的符号：比较反应热大小时不要只比较______H数值的大小，还要考虑其______。 3.看化学计量数：当反应物与生成物的______相同时，化学计量数越大，______反应的ΔH越小，______反应的ΔH越大。 4.看反应的程度：对于______反应，参加反应的物质的量和状态相同时，反应的程度越大，热量变化越大。 注意事项：利用盖斯定律书写热化学方程式的关键是结合已知热化学方程式消去“中间产物”，得到目标热化学方程式，采用“目标加合法”可快速消去“中间产物”，反应热也随之相加减。 注意事项：ΔH大小比较时注意事项 （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。 1.热化学方程式中，物质聚集状态不可省略，同一反应物质状态不同，数值不同。 2.与化学计量数成正比，方程式系数扩大几倍，同步扩大相同倍数。 3.热化学方程式逆向书写时，数值不变、正负号相反。 4.盖斯定律运算时，带上符号整体计算，不可只计算数值忽略正负。 5.比较反应热大小时，要留意包含正负号，放热越多，越小。 6.燃烧热定义要求 1mol 纯物质完全燃烧，生成稳定氧化物，、。 7.中和热是稀强酸与稀强碱生成 1mol 放出的热量，弱酸、弱碱参与反应测得热量偏小。 8.盖斯定律无需考虑反应路径，只关注始态和终态，与反应经历几步无关。 9.可逆反应不能完全进行，按照方程式计算出的是完全转化对应的焓变，不等于实际放出或吸收的热量。 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $