专题02 反应热的计算与比较（知识串讲+专题过关）-2022-2023学年高二化学上学期期中期末考点大串讲（人教版2019选择性必修1）（原卷版）

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专题 02 反应热的计算与比较

【知识梳理】

【归纳总结】

一．盖斯定律

1．盖斯定律的内容

对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。即：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

转化关系反应热间的关系

aA――→B、A――→B ΔH1＝a Δ H 2

ABΔH1＝－ Δ H 2

ΔH＝Δ H 1＋ Δ H 2

二．反应热的计算

1．根据热化学方程式计算

热化学方程式中反应热数值与各物质的化学计量数成正比。例如，

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．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。

3．根据物质的燃烧热数值计算

Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH(燃烧热)|。

4．根据盖斯定律计算

(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。

三．反应热(ΔH)的比较

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) 2SO 3(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)。

【专题过关】

1．分别向 1 L 0.5 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中加入①浓硫酸；②稀硫酸；③稀硝酸，恰好完全反应时的热效

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