第19讲　化学反应的热效应 学案-2027届高三化学一轮复习

该高中化学高考复习学案系统覆盖化学反应热效应核心考点，按反应热与焓变、热化学方程式、燃烧热与中和热、盖斯定律及计算的逻辑构建知识网络，通过课前预习问题链和知识梳理填空，引导学生自主关联概念本质与能量变化规律，形成层次分明的知识体系。 亮点在于诊断式预习与进阶式能力训练，如课前6道判断正误题精准诊断认知盲区，中和热测定实验步骤分析培养科学探究与实践素养，盖斯定律计算专题结合真题演练强化科学思维。每个考点配有易错归纳和方法技巧，助力学生自主提升，教师可依据学情数据实施针对性指导。

化学反应原理 主题一　化学反应与能量变化 第19讲　化学反应的热效应 学习 目标 1.反应热与焓变:知道常见的吸热反应和放热反应;了解反应热、焓变的概念,理解化学反应中能量变化的本质是化学键的断裂与形成 2.热化学方程式:了解其与普通化学方程式的区别,能依据信息正确书写热化学方程式 3.燃烧热与能源:了解燃烧热的定义,知晓能源的分类及合理利用的重要性 4.中和热测定:了解中和反应反应热测定的实验原理,熟悉量热计使用等关键操作步骤及注意事项 5.盖斯定律及反应热计算:掌握盖斯定律的内容及意义,能对未知反应的反应热进行计算 知识 网络 课时1　反应热　热化学方程式 【课前预习】 1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。 (1)放热反应不需要加热就能发生,吸热反应不加热就不能发生。 (　　) (2)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。 (　　) (3)可逆反应的ΔH表示完全反应时的热量变化,与反应是否可逆无关。 (　　) (4)在测定中和反应反应热的实验中,可用金属搅拌器代替玻璃搅拌器。 (　　) (5)101 kPa时,1 mol碳燃烧所放出的热量为碳的燃烧热。 (　　) (6)根据H+(aq)+OH-(aq)H2O(l)　ΔH=-57.3 kJ·mol-1可知,H2S溶液与 Ba(OH)2溶液反应的ΔH=2×(-57.3) kJ·mol-1。(　　) 答案　(1)×　(2)×　(3)√　(4)×　(5)×　(6)× 2.在25 ℃、101 kPa下,煤炭、氢气、天然气和甲醇(CH3OH)等几种燃料的热值(指一定条件下单位质量的物质完全燃烧所放出的热量)依次是33 kJ·g-1、143 kJ·g-1、56 kJ·g-1、23 kJ·g-1,则下列热化学方程式书写正确的是 (　　) A.H2(g)+O2(g)H2O(l) ΔH=+286 kJ·mol-1 B.C(s)+O2(g)CO(g)　 ΔH=-396 kJ·mol-1 C.CH3OH(l)+O2(g)CO2(g)+2H2O(l) ΔH=-736 kJ·mol-1 D.CH4(g)+2O2(g)CO2(g)+2H2O(g) ΔH=-896 kJ·mol-1 答案　C 解析　氢气的热值是143 kJ·g-1,则2 g H2完全燃烧放出的热量为286 kJ,所以热化学方程式为H2(g)+O2(g)H2O(l)　ΔH=-286 kJ·mol-1,A项错误;煤炭的热值是33 kJ·g-1,则12 g煤炭完全燃烧放出的热量为396 kJ,所以热化学方程式为C(s)+O2(g)CO2(g)　ΔH=-396 kJ·mol-1,B项错误;甲醇(CH3OH)的热值是23 kJ·g-1,则32 g CH3OH完全燃烧放出的热量为736 kJ,所以热化学方程式为CH3OH(l)+O2(g)CO2(g)+2H2O(l)　ΔH=-736 kJ·mol-1,C项正确;天然气(CH4)的热值是56 kJ·g-1,则16 g CH4完全燃烧放出的热量为896 kJ,所以热化学方程式为CH4(g)+2O2(g)CO2(g)+2H2O(l)　ΔH=-896 kJ·mol-1,D项错误。 考点1　反应热与焓变　热化学方程式 (3年62卷37考) 【知识梳理】 知识点1　反应热与焓变 1.化学反应的实质与特征 (1)实质:反应物中化学键①　　　　和生成物中化学键②　　　　。  (2)特征:既有物质变化,又伴有能量变化;能量变化主要表现为③　　　　的变化。  (3)两守恒:化学反应遵循质量守恒定律,同时也遵循能量守恒定律。 2.反应热、焓变 (1)反应热:化学反应过程中放出或吸收的能量。 (2)焓变:在恒压条件下进行的化学反应的热效应,符号为ΔH,单位是④　　　　。  (3)焓变定义式为ΔH=H生成物-H反应物。 【易错归纳】 ①焓是与内能有关的相对比较抽象的一种物理量,焓变只与反应的始末状态有关而与反应过程无关。 ②物质的焓越小,其具有的能量越低,稳定性越强。 3.放热反应和吸热反应 反应类型 放热反应 吸热反应 反应物总能 量与生成物 总能量的相 对大小 反应物具有的总能量⑤　　　　生成物具有的总能量  反应物具有的总能量⑥　　　　生成物具有的总能量  与化学键 的关系 生成物分子成键时释放出的总能量⑦　　　　反应物分子断键时吸收的总能量  生成物分子成键时释放出的总能量⑧　　　　反应物分子断键时吸收的总能量  ΔH的符号 ΔH<0(“-”号) ΔH>0(“+”号) 反应过 程图示 常见反应 a.可燃物的燃烧 b.酸碱中和反应 c.活泼金属与酸的置换反应 d.物质的缓慢氧化 e.铝热反应 f.大多数化合反应 a.弱电解质的电离(吸热过程) b.盐类的水解反应 c.Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应 d.C和H2O(g)、C和CO2的反应 e.大多数分解反应 4.反应焓变的计算 ΔH=生成物的总能量-反应物的总能量 ΔH=反应物的总键能-生成物的总键能 ΔH=正反应活化能-逆反应活化能 知识点2　热化学方程式 1.概念:表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式。 2.意义:表明了化学反应中的⑨　　　　　变化和⑩　　　　　变化。  例如:2H2(g)+O2(g)2H2O(l)　ΔH=-571.6 kJ·mol-1,表示在25 ℃和101 kPa下,2 mol气态H2与1 mol气态O2反应生成2 mol 液态H2O时,放出571.6 kJ的热量。 3.热化学方程式书写的注意问题 答案　①断裂　②形成　③热量　④kJ·mol-1或kJ/mol　⑤大于　⑥小于　⑦大于　⑧小于　⑨物质　⑩能量　“+”　“-”　kJ·mol-1或kJ/mol 物质的量　水溶液中的溶质　固体　液体 气体　名称 【能力突破】 能力1　化学反应中能量变化图像分析 1.(走进教材:改编自人教选择性必修1 P29)臭氧层中O3分解的过程如图所示。回答下列问题: (1)ΔH　　　　(填“>”或“<”)0。  (2)催化反应①是　　　　(填“吸热”或“放热”,下同)反应,催化反应②是　　　　反应。  (3)无催化剂时,总反应的活化能是　　　　　;催化反应①的活化能是　　　　　　;催化反应②对应的逆反应的活化能是　　　;无催化剂时,总反应对应的逆反应活化能为　　　　　。  答案　(1)<　(2)吸热　放热　(3)E　E1　E2-ΔH　E-ΔH 2.(走向高考:2024·甘肃卷)甲烷在某含Mo催化剂作用下部分反应的能量变化如图所示,下列说法错误的是 (　　) A.E2=1.41 eV B.步骤2逆向反应的ΔH=+0.29 eV C.步骤1的反应比步骤2快 D.该过程实现了甲烷的氧化 答案　C 解析　由能量变化图可知,E2=0.70 eV-(-0.71 eV)=1.41 eV,A项正确;由能量变化图可知,步骤2逆向反应的ΔH=-0.71 eV-(-1.00 eV)=+0.29 eV,B项正确;由能量变化图可知,步骤1的活化能E1=0.70 eV,步骤2的活化能E3=-0.49 eV-(-0.71 eV)=0.22 eV,步骤1的活化能大于步骤2的活化能,步骤1的反应速率比步骤2小,C项错误;该过程甲烷转化为甲醇,属于氧化反应,因此该过程实现了甲烷的氧化,D项正确。 能力2　热化学方程式的书写 3.(改编自人教选择性必修1 P13 T1)已知:常温常压下,0.2 mol乙烯完全燃烧生成二氧化碳和H2O(l)时放出282.2 kJ热量。下列热化学方程式书写正确的是 (　　) A.C2H4(g)+3O2(g)2H2O(g)+2CO2(g) ΔH=+1 411 kJ·mol-1 B.C2H4(g)+3O2(g)2H2O(l)+2CO2(g) ΔH=-1 411 kJ·mol-1 C.2C2H2(g)+5O2(g)2H2O(l)+4CO2(g) ΔH=-1 400 kJ·mol-1 D.H2O(l)+2CO2(g)C2H2(l)+O2(g) ΔH=+2 822 kJ·mol-1 答案　B 解析　热化学方程式中需要标明物质的状态,放出的热量与反应物的物质的量成正比,0.2 mol乙烯完全燃烧生成二氧化碳和H2O(l)时放出282.2 kJ热量,则1 mol乙烯完全燃烧生成二氧化碳和H2O(l)时放出1 411 kJ热量,因此热化学方程式为C2H4(g)+3O2(g)2H2O(l)+2CO2(g)　ΔH=-1 411 kJ·mol-1,B项正确。 4.(1)(2023·天津卷,节选)工业上以硫黄为原料制备硫酸的原理示意图如下,其过程包括Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ三个阶段。 若每生成80 g气体三氧化硫,放出98.3 kJ能量,写出生成三氧化硫的反应的热化学方程式:　　　　　　　。  (2)(2021·天津卷)合成氨反应常使用铁触媒提高反应速率。有、无铁触媒时,反应的能量变化示意图如图所示。写出该反应的热化学方程式:　　　　　　　　　　。  从能量角度分析,铁触媒的作用是　　　　　　　　　　。  (3)(2021·海南卷)已知25 ℃、100 kPa时:1 mol葡萄糖[C6H12O6(s)]完全燃烧生成CO2(g)和H2O(l),放出2 804 kJ热量。则25 ℃时,CO2(g)与H2O(l)经光合作用生成葡萄糖[C6H12O6(s)]和O2(g)的热化学方程式为　　　　　　　　　　。  答案　(1)2SO2(g)+O2(g)2SO3 (g)　ΔH=-196.6 kJ·mol-1 (2)N2(g)+3H2(g)2NH3(g)　ΔH=-(a-b) kJ·mol-1　降低反应的活化能 (3)6CO2(g)+6H2O(l)C6H12O6(s)+6O2(g)　 ΔH=+2 804 kJ·mol-1 【方法技巧】 判断热化学方程式正误的“五审法” 考点2　燃烧热和中和反应反应热　能源 (3年62卷12考) 【知识梳理】 知识点1　燃烧热 1.概念:在101 kPa时,1 mol纯物质①　　　　生成指定产物时所放出的热量。  2.意义:衡量燃料燃烧时放出热量的多少。 3.熟记常见元素完全燃烧生成的指定物质。 元素 C H S N 指定产物及状态 CO2(g) H2O(l) SO2(g) N2(g) 知识点2　中和反应反应热 1.定义:酸与碱的稀溶液发生中和反应生成②　　　　时所释放的热量。  2.表示:用离子方程式(以NaOH与H2SO4反应为例)可表示为③　　　　　　　　　　。  3.理解中和反应反应热时应注意的几点 (1)条件:稀溶液(一般是指溶质的物质的量浓度均小于或等于1 mol·L-1)。 (2)57.3 kJ·mol-1是指强酸的稀溶液与强碱的稀溶液反应生成1 mol水时的反应热。 (3)限定的量是指生成1 mol H2O(l),因此书写热化学方程式时,其他物质的化学计量数可用分数表示。 (4)中和反应是放热反应,中和反应反应热的ΔH为负值。 4.中和反应反应热的测定(以稀盐酸与稀NaOH溶液反应为例) (1)测定原理 通过简易量热计测得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。 (2)实验装置、步骤及结论 实验装置 实验步骤 ①测量并记录反应前体系的温度t1(℃)(取盐酸温度和NaOH溶液温度的平均值) ②测量并记录反应后体系的温度t2(℃)(记录反应后体系的最高温度) ③重复步骤①②各两次 ④数据处理:取三次测量所得温度差的平均值进行计算。生成1 mol H2O(l)时放出的热量为 kJ 实验结论 大量实验测得,在25 ℃和101 kPa下,强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成1 mol H2O(l)时,放出57.3 kJ的热量 (3)实验误差分析 50 mL 0.50 mol·L-1盐酸与50 mL 0.55 mol·L-1 NaOH溶液反应的误差分析: 引起误差的实验操作 t终-t始 |ΔH| 保温措施不好 偏小 偏小 搅拌不充分 偏小 偏小 所用酸、碱浓度过大 偏大 偏大 用同浓度的氨水代替NaOH溶液 偏小 偏小 用同浓度的醋酸代替盐酸 偏小 偏小 【易错归纳】 ①实验所用的酸溶液和碱溶液都应为稀溶液,否则会造成较大误差。 ②量取酸和碱时,应分别使用不同的量筒。 ③使用同一温度计先后测量酸、碱及混合液的最高温度时,测完一种溶液后必须用蒸馏水将温度计冲洗干净并用滤纸擦干后再测另一种溶液的温度。 ④为了保证稀盐酸完全被中和,采取的措施是稀NaOH溶液稍过量。 ⑤因为弱酸或弱碱存在电离平衡,电离过程需要吸热,若实验中使用弱酸或弱碱,则测得的ΔH偏大。 知识点3　能源及利用 答案　①完全燃烧　②1 mol H2O(l)　③H+(aq)+OH-(aq)H2O(l)　ΔH=-57.3 kJ·mol-1 【能力突破】 能力1　理解与应用燃烧热 1.(走进教材:改编自人教选择性必修1 P13 T3)以下几个热化学方程式中能表示燃烧热的热化学方程式的是 (　　) A.C(s)+O2(g)CO(g) ΔH=-110.5 kJ·mol-1 B.C8H18(l)+O2(g)8CO2(g)+9H2O(l) ΔH=-5 518 kJ·mol-1 C.2H2(g)+O2(g)2H2O(l) ΔH=-571.6 kJ·mol-1 D.H2(g)+O2(g)H2O(g) ΔH=-241.8 kJ·mol-1 答案　B 解析　A项,C(s)燃烧未生成指定产物CO2(g),故不能表示燃烧热的热化学方程式,错误;B项,符合燃烧热的定义,正确;C项,虽然H2转化成了指定产物H2O(l),但该热化学方程式表示的是2 mol H2完全燃烧时的热量变化,故不能表示燃烧热的热化学方程式,错误;D项,反应生成H2O(g),而不是H2O(l),故不能表示燃烧热的热化学方程式,错误。 2.(走向高考:2023·海南卷)各相关物质的燃烧热数据如下表。下列热化学方程式正确的是(　　) 物质 C2H6(g) C2H4(g) H2(g) ΔH/(kJ·mol-1) -1 559.8 -1 411 -285.8 A.C2H4(g)+3O2(g)2CO2(g)+2H2O(g) ΔH=-1 411 kJ·mol-1 B.C2H6(g)C2H4(g)+H2(g) ΔH=-137 kJ·mol-1 C.H2O(l)O2(g)+H2(g) ΔH=+285.8 kJ· mol-1 D.C2H6(g)+O2(g)2CO2(g)+3H2O(l) ΔH=-1 559.8 kJ·mol-1 答案　D 解析　1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时放出的热量称为燃烧热。H2O应该为液态,A项错误;C2H6(g)C2H4(g)+H2(g)　ΔH=+137 kJ·mol-1,B项错误;氢气的燃烧热为285.8 kJ· mol-1,则H2O(l)O2(g)+H2(g)　ΔH=+285.8 kJ· mol-1,C项错误;C2H6(g)+O2(g)2CO2(g)+3H2O(l)　ΔH=-1 559.8 kJ·mol-1,D项正确。 3.(2022·河北卷,节选)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　　　　　　　　　　　　　　　　。  答案　H2(g)+O2 (g)H2O(l) ΔH=-286 kJ·mol-1 【学后总结】 燃烧热热化学方程式的书写原则 燃烧热是以1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物所放出的热量来定义的,因此在书写热化学方程式时,应以燃烧1 mol物质为标准来配平其余物质的化学计量数。 能力2　中和反应反应热的测定 4.(走进教材:链接人教选择性必修1 P5“实验探究”)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,使之混合均匀,测出混合液的最高温度。 回答下列问题: (1)NaOH溶液稍过量的原因是　　　　　　　　　　。  (2)倒入NaOH溶液的正确操作是　　　　(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　　　　。  A.用温度计小心搅拌 B.揭开杯盖用玻璃棒搅拌 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)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稀盐酸恰好完全反应,其反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3,三者的大小关系为　　　　　　　　　　　　。  (5)假设盐酸和氢氧化钠溶液的密度都是1 g·cm-3,且反应完全后溶液的比热容c=4.18 J·g-1·℃-1。为了计算中和反应反应热,某学生记录的实验数据如表所示。 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,该实验测得的中和反应反应热ΔH=　　　　　　　　(结果保留一位小数)。  答案　(1)确保盐酸被完全中和　(2)C　(3)D (4)ΔH1=ΔH2<ΔH3　(5)-51.8 kJ·mol-1 5.(走向高考:2023·广东卷,节选)化学反应常伴随热效应。某些反应(如中和反应)的热量变化,其数值Q可通过量热装置测量反应前后体系温度变化,用公式Q=cρV总·ΔT计算获得。 (1)热量的测定:取稀NaOH溶液和盐酸各50 mL进行反应,测得反应前后体系的温度值(℃)分别为T0、T1,则该过程放出的热量为　　　　J(c和ρ分别取4.18 J·g-1·℃-1和1.0 g·mL-1,忽略水以外各物质吸收的热量,下同)。  (2)借鉴(1)的方法,甲同学测量放热反应Fe(s)+CuSO4(aq)FeSO4(aq)+Cu(s)的焓变ΔH(忽略温度对焓变的影响,下同)。实验结果见下表。 序号 反应试剂 体系温度/℃ 反应前 反应后 ⅰ 0.20 mol·L-1 CuSO4溶液 100 mL 1.20 g Fe粉 a b ⅱ 0.56 g Fe粉 a c ①温度:b　　　　(填“>”“<”或“=”)c。  ②ΔH=　　　　　　　　　　(选择表中一组数据计算),结果表明,该方法可行。  答案　(1)418(T1-T0)　(2)①>　②-20.9(b-a) kJ·mol-1或-41.8(c-a) kJ·mol-1 解析　(1)由Q=cρV总·ΔT可得Q=4.18 J·g-1·℃-1×1.0 g·mL-1×(50 mL+50 mL)×(T1 ℃-T0 ℃)=418(T1-T0) J。 (2)①100 mL 0.20 mol·L-1 CuSO4溶液含有的溶质的物质的量为0.02 mol,1.20 g Fe粉和0.56 g Fe粉的物质的量分别为0.021 mol、0.01 mol,实验ⅰ中有0.02 mol CuSO4发生反应,实验ⅱ中有0.01 mol CuSO4发生反应,实验ⅰ放出的热量更多,则b>c。②若按实验ⅰ进行计算,ΔH=- kJ·mol-1=-20.9(b-a) kJ·mol-1;若按实验ⅱ进行计算,ΔH=- kJ·mol-1=-41.8(c-a) kJ·mol-1。 【高考联接】 1.(高考经典题)下列热化学方程式书写正确的是(ΔH的绝对值均正确) (　　) A.C2H5OH(l)+3O2(g)2CO2(g)+3H2O(g) ΔH=-1 367.0 kJ·mol-1(燃烧热) B.NaOH(aq)+HCl(aq)NaCl(aq)+H2O(l) ΔH=+57.3 kJ·mol-1(中和反应反应热) C.S(s)+O2(g)SO2(g) ΔH=-296.8 kJ·mol-1(反应热) D.2NO2O2+2NO ΔH=+116.2 kJ·mol-1 (反应热) 答案　C 解析　水是气态的,该热化学方程式不是燃烧热的热化学方程式,A项不正确;中和反应都是放热反应,ΔH应为“-”,B项不正确;没有标明物质的状态,D项不正确。 2.(2023·北京卷,节选)二十世纪初,工业上以CO2和NH3为原料在一定温度和压强下合成尿素。反应分两步: ⅰ.CO2和NH3生成NH2COONH4; ⅱ.NH2COONH4分解生成尿素。 结合反应过程中能量变化示意图,下列说法正确的是　　　　(填序号)。  a.活化能:反应ⅰ<反应ⅱ b.ⅰ为放热反应,ⅱ为吸热反应 c.CO2(l)+2NH3(l)CO(NH2)2(l)+H2O(l) ΔH=E1-E4 答案　ab 解析　反应ⅰ的活化能是E1,反应ⅱ的活化能是E3,E1<E3,a项正确;从图中反应物和生成物能量的相对大小可知,反应ⅰ为放热反应,反应ⅱ为吸热反应,b项正确;总反应的ΔH=E1-E2+E3-E4,c项错误。 【拓新视角】 1.(考法创新题)中国科学技术大学某研究团队通过修饰铜基催化剂,在碳氧化物与有机分子转化的研究中获得多项突破。甲醇与水(均为气态)在铜基催化剂上的反应机理和能量变化如图所示。 下列说法正确的是 (　　) A.选择优良的催化剂可以降低反应Ⅰ和Ⅱ的活化能,从而减少反应过程中的能耗 B.总反应的快慢由反应Ⅰ决定,是因为反应Ⅰ吸热,反应Ⅱ放热 C.反应Ⅱ的热化学方程式为CO(g)+H2O(g)H2(g)+CO2(g)　ΔH=+a kJ·mol-1(a>0) D.反应过程涉及极性共价键、非极性共价键的断裂和形成 答案　A 解析　反应Ⅰ的活化能比反应Ⅱ的高,因此反应Ⅰ为慢反应,总反应的反应速率由慢反应决定,总反应的快慢由反应Ⅰ决定,B项错误;由图可知,反应Ⅱ中反应物总能量大于生成物总能量,为放热反应,则反应Ⅱ的热化学方程式为CO(g)+H2O(g)H2(g)+CO2(g)　ΔH=-a kJ·mol-1(a>0),C项错误;反应过程涉及C—H、O—H断裂,H—H、CO形成,故涉及极性共价键的断裂与形成、非极性共价键的形成、无非极性键的断裂,D项错误。 课时2　盖斯定律　反应热的计算 【课前预习】 1.已知:①CH4(g)+2O2(g)CO2(g)+2H2O(l) ΔH1=-890.3 kJ·mol-1 ②2H2O(l)2H2(g)+O2(g) ΔH2=+571.6 kJ·mol-1 请求出CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(l) ΔH=　　　　　　　。   答案　-252.9 kJ·mol-1 解析　根据题意,-①-2×②即可求出ΔH=-252.9 kJ·mol-1。 2.根据键能数据计算CH4(g)+4F2(g)CF4(g)+4HF(g)的ΔH=　　　　　　　。  化学键 C—H C—F H—F F—F 键能/(kJ·mol-1) 414 489 565 155 答案　-1 940 kJ·mol-1 解析　ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和=(4×414+4×155-4×489-4×565) kJ·mol-1=-1 940 kJ·mol-1。 3.(2024·山东卷,节选)水煤气是H2的主要来源,研究CaO对C-H2O体系制H2的影响,涉及的主要反应如下: C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)(Ⅰ)　 ΔH1>0 CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)(Ⅱ)　 ΔH2<0 CaO(s)+CO2(g)CaCO3(s)(Ⅲ)　 ΔH3<0 则C(s)+CaO(s)+2H2O(g)CaCO3(s)+2H2(g)的焓变ΔH=　　　　　　　　　　(用代数式表示)。  答案　ΔH1+ΔH2+ΔH3 考点1　盖斯定律 (3年62卷28考) 【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,其反应热都是相同的。即在一定条件下,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.盖斯定律的意义:间接计算某些反应的反应热。 现有如下关系图,则ΔH1=　　　　　　。  答案　-ΔH2+ΔH3 【能力突破】 1.(2025·湖北卷,节选)CaH2(s)粉末可在较低温度下还原Fe2O3(s)。已知一定温度下: CaH2(s)+6Fe2O3(s)Ca(OH)2(s)+4Fe3O4(s)　ΔH1=m kJ·mol-1 2CaH2(s)+Fe3O4(s)2Ca(OH)2(s)+3Fe(s) ΔH2=n kJ·mol-1 则3CaH2(s)+2Fe2O3(s)3Ca(OH)2(s)+4Fe(s)的ΔH3=　　　　　(用m和n表示)kJ·mol-1。  答案　 解析　将题干反应依次编号为①②,根据盖斯定律可知,×①+×②得到目标反应③,则ΔH3= ×m kJ·mol-1+ ×n kJ·mol-1= kJ·mol-1。 2.(2025·西北卷,节选)MgCO3/MgO循环在CO2捕获及转化等方面具有重要应用。科研人员设计了利用MgCO3与H2反应生成CH4的路线,主要反应如下: Ⅰ.MgCO3(s)MgO(s)+CO2(g) ΔH1=+101 kJ·mol-1 Ⅱ.CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g) ΔH2=-166 kJ·mol-1 Ⅲ.CO2(g)+H2(g)H2O(g)+CO(g) ΔH3=+41 kJ·mol-1 计算MgCO3(s)+4H2(g)MgO(s)+2H2O(g)+CH4(g)　ΔH4=　　　kJ·mol-1。  答案　-65 解析　将反应Ⅰ+反应Ⅱ可得MgCO3(s)+4H2(g)MgO(s)+2H2O(g)+CH4(g)　ΔH4=ΔH1+ΔH2=+101 kJ·mol-1+(-166 kJ·mol-1)=-65 kJ·mol-1。 考点2　与反应热相关的计算 (3年62卷35考) 命题点1　基于总能量计算焓变 计算公式:ΔH=生成物的总能量-反应物的总能量 已知CO2经催化加氢可合成低碳烯烃:2CO2(g)+6H2(g)CH2CH2(g)+4H2O(g) ΔH。几种物质的能量( kJ·mol-1)如表所示(在标准状况下,规定单质的能量为0): 物质 CO2(g) H2(g) CH2CH2(g) H2O(g) 能量/ (kJ·mol-1) -394 0 52 -242 则ΔH=　　　　kJ·mol-1。  答案　-128 解析　ΔH=生成物的总能量-反应物的总能量=(52-242×4-0+394×2) kJ·mol-1=-128 kJ·mol-1。 命题点2　基于共价键的键能计算焓变 计算公式:ΔH=反应物的总键能-生成物的总键能 三氯甲硅烷(SiHCl3)是生产多晶硅的原料,工业合成SiHCl3体系中反应之一为SiHCl3(g)+HCl(g)SiCl4(g)+H2(g)　ΔH。部分化学键的键能数据如表所示: 化学键 Si—H H—Cl Si—Cl H—H 键能/( kJ·mol-1) 318 431 360 436 则ΔH=　　　　kJ·mol-1。  答案　-47 解析　ΔH=反应物总键能-生成物总键能,ΔH=(318+3×360+431-4×360-436) kJ·mol-1=-47 kJ·mol-1。 命题点3　基于活化能计算焓变 计算公式:ΔH=正反应的活化能-逆反应的活化能 (2024·河北卷,节选)硫酰氯常用作氯化剂和氯磺化剂,工业上制备原理如下:SO2(g)+Cl2(g)SO2Cl2(g)　ΔH=-67.59 kJ·mol-1。 若正反应的活化能为E正 kJ·mol-1,则逆反应的活化能E逆=　　　　(用含E正的代数式表示)kJ·mol-1。  答案　E正+67.59 解析　根据ΔH=E正-E逆可知,该反应的E逆=[E正-(-67.59)] kJ·mol-1=(E正+67.59) kJ·mol-1。 命题点4　基于盖斯定律计算焓变 利用盖斯定律进行计算:对于存在下列关系的反应,ΔH3=ΔH1+ΔH2。 (2025·安徽卷,节选)通过甲酸分解可获得超高纯度的CO。甲酸有两种可能的分解反应: ①HCOOH(g)CO(g)+H2O(g)　 ΔH1=+26.3 kJ·mol-1 ②HCOOH(g)CO2(g)+H2(g)　 ΔH2=-14.9 kJ·mol-1 反应CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)的ΔH=　　　　kJ·mol-1。  答案　-41.2 解析　由盖斯定律可知,反应②-反应①可以得到目标反应,则ΔH=ΔH2-ΔH1=-14.9 kJ·mol-1-26.3 kJ·mol-1=-41.2 kJ·mol-1。 命题点5　其他考法 (2023·新课标卷,节选)根据图中数据计算反应N2(g)+H2(g)NH3(g)的ΔH=　　　　kJ·mol-1。  答案　-45 解析　在化学反应中,反应的焓变=反应物的键能总和-生成物的键能总和,由图中数据可知,反应N2(g)+H2(g)NH3(g)的ΔH=(473+654-436-397-339) kJ·mol-1=-45 kJ·mol-1。 (2024`·贵州卷,节选)在无氧环境下,CH4经催化脱氢芳构化可以直接转化为高附加值的芳烃产品。一定温度下,CH4芳构化时同时存在如下反应: ⅰ.CH4(g)C(s)+2H2(g)　ΔH1=+74.6 kJ·mol-1　ΔS=+80.84 J·mol-1·K-1 ⅱ.6CH4(g)C6H6(l)+9H2(g)　ΔH2 已知25 ℃时有关物质的燃烧热ΔH数据如表,则反应ⅱ的ΔH2=　　　　(用含a、b、c的代数式表示)kJ·mol-1。  物质 CH4(g) C6H6(l) H2(g) ΔH/(kJ·mol-1) a b c 答案　6a-b-9c 解析　由题给燃烧热ΔH数据可写出以下热化学方程式: ⅲ.CH4(g)+2O2(g)CO2(g)+2H2O(l) ΔH=a kJ·mol-1 ⅳ.C6H6(l)+O2(g)6CO2(g)+3H2O(l) ΔH=b kJ·mol-1 ⅴ.H2(g)+O2(g)H2O(l)　ΔH=c kJ·mol-1 依据盖斯定律,将反应ⅲ×6-反应ⅳ-反应ⅴ×9得反应ⅱ的ΔH2=(6a-b-9c) kJ·mol-1。 【高考联接】 1.(2025·山东卷,节选)利用CaS循环再生可将燃煤尾气中的SO2转化生产单质硫,涉及的主要反应如下: Ⅰ.CaS(s)+2SO2(g)CaSO4(s)+S2(g) ΔH1 Ⅱ.CaSO4(s)+4H2(g)CaS(s)+4H2O(g) ΔH2 Ⅲ.SO2(g)+3H2(g)H2S(g)+2H2O(g) ΔH3 反应4H2(g)+2SO2(g)4H2O(g)+S2(g)的焓变ΔH=　　　　　(用含ΔH1、ΔH2的代数式表示)。  答案　ΔH1+ΔH2 解析　依据盖斯定律由Ⅰ+Ⅱ得到反应4H2(g)+2SO2(g)4H2O(g)+S2(g)的焓变为ΔH1+ΔH2。 2.(2025·云南卷,节选)我国科学家研发出一种乙醇(沸点78.5 ℃)绿色制氢新途径,并实现高附加值乙酸(沸点118 ℃)的生产,主要反应为 Ⅰ.C2H5OH(g)+H2O(g)2H2(g)+CH3COOH(g)　ΔH1　Kp1 Ⅱ.C2H5OH(g)CH3CHO(g)+H2(g) ΔH2=+68.7 kJ·mol-1 已知:CH3CHO(g)+H2O(g)H2(g)+CH3COOH(g)　ΔH=-24.3 kJ·mol-1。则ΔH1=　　　　　kJ·mol-1。  答案　+44.4 解析　反应Ⅰ-反应Ⅱ得到“已知反应”,根据盖斯定律ΔH1=ΔH+ΔH2=-24.3 kJ·mol-1+68.7 kJ·mol-1=+44.4 kJ·mol-1。 3.(2024·广东卷,节选)已知: 　　　　　 　　　　　　　　 　　　　　　　　 　　　 则反应N(aq)+N(aq)N2(g)+2H2O(l)的ΔH=　　　　　。  答案　ΔH1-ΔH2-ΔH3+ΔH4 解析　由已知可得: Ⅰ.NaNO2(s)+NH4Cl(s)N2(g)+NaCl(s)+2H2O(l)　ΔH1; Ⅱ.NaNO2(s)Na+(aq)+N(aq)　ΔH2; Ⅲ.NH4Cl(s)Cl-(aq)+N(aq)　ΔH3; Ⅳ.NaCl(s)Na+(aq)+Cl-(aq)　ΔH4; 由盖斯定律可知,目标热化学方程式可由热化学方程式Ⅰ-Ⅱ-Ⅲ+Ⅳ得到,故ΔH=ΔH1-ΔH2-ΔH3+ΔH4。 【拓新视角】 (情境创新题)为理解离子化合物溶解过程的能量变化,可设想NaCl 固体溶于水的过程分两步实现,示意图如下。 下列说法不正确的是 (　　) A.NaCl 固体溶解是吸热过程 B.根据盖斯定律可知a+b=4 C.根据各微粒的状态,可判断a>0,b>0 D.溶解过程的能量变化与NaCl 固体和NaCl 溶液中微粒间作用力的强弱有关 答案　C 解析　由图可知,NaCl 固体溶于水的过程分两步实现,第一步为NaCl固体变为Na+和Cl-,此过程离子键发生断裂,为吸热过程;第二步为Na+和Cl-与水结合形成水合钠离子和水合氯离子的过程,此过程为放热过程。由图可知,NaCl 固体溶解过程的ΔH3=+4 kJ·mol-1,为吸热过程,A项正确;由图可知,NaCl 固体溶于水的过程分两步实现,由盖斯定律可知ΔH1+ΔH2=ΔH3,即a+b=4,B项正确;由分析可知,ΔH1>0,a>0,ΔH2<0,b<0,C项错误;由分析可知,溶解过程的能量变化,取决于NaCl 固体断键吸收的热量及Na+和Cl-水合过程放出的热量,即与NaCl 固体和NaCl 溶液中微粒间作用力的强弱有关,D项正确。 1 学科网（北京）股份有限公司 $