1 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)＋ 1 2 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)＋ 1 2 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
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。
例 1．已知反应： H2(g)＋ 1 2 O2(g)===H2O(g) ΔH1 1 2 N2(g)＋O2(g)===NO2(g) ΔH2 1 2 N2(g)＋ 3 2 H2(g)===NH3(g) ΔH3 则反应 2NH3(g)＋ 7 2 O2(g)===2NO2(g)＋3H2O(g)的ΔH 为( )
A．2ΔH1＋2ΔH2－2ΔH3
B．ΔH1＋ΔH2－ΔH3
C．3ΔH1＋2ΔH2＋2ΔH3
D．3ΔH1＋2ΔH2－2ΔH3
例 2．根据下列热化学方程式： ①C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1 ②H2(g)＋ 1 2 O2(g)===H2O(l) ΔH2＝－285.8 kJ·mol－1 ③CH3COOH(l)＋2O2(g)===2CO2(g)＋2H2O(l) ΔH3＝－870.3 kJ·mol－1 可以计算出 2C(s)＋2H2(g)＋O2(g)====CH3COOH(l)的反应热为________________(写出计算 过程)。
知识点 2 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，
例 1 已知由氢气和氧气反应生成 4.5 g 水蒸气时放出 60.45 kJ 的热量。 (1)写出 H2燃烧的热化学方程式。 (2)计算该条件下 50 g H2燃烧放出的热
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。 例 2 根据键能数据计算 CH4(g)＋4F2(g)====CF4(g)＋4HF(g)的反应热ΔH。
3．根据物质的燃烧热数值计算 Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH(燃烧热)|。 例 3 已知丙烷的燃烧热ΔH＝－2 215 kJ·mol－1，若一定量的丙烷完全燃烧后生成 1.8 g 水， 则放出的热量约为( )
A．55 kJ B．220 kJ C．550 kJ D．1 108 k
4．根据盖斯定律计算 将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH 相加或相减，得到一个新的热化学方程式及其 ΔH
例 4 CH4—CO2催化重整反应为 CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g)。 已知：C(s)＋2H2(g)===CH4(g) ΔH＝－75 kJ·mol－1 C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH＝－394 kJ·mol－1 C(s)＋ 1 2 O2(g)===CO(g) ΔH＝－111 kJ·mol－1 该催化重整反应的ΔH＝________kJ·mol－1
知识点 3 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)＋ 1 2 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) 放热 吸热 A(l) 放热 吸热 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·mo
(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)＋ 1 2 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 2－ 4 和 Ba 2＋反应生成 BaSO4沉淀会放热)
例 1．下列各组热化学方程式中，ΔH1＜ΔH2的是( )
①C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1 C(s)＋ 1 2 O2(g)===CO(g) ΔH2
②S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH1 S(g)＋O2(g)===SO2(g) ΔH2
③H2(g)＋ 1 2 O2(g)===H2O(l) ΔH1 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH2 ④CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g) ΔH1 CaO(s)＋H2O(l)===Ca(OH)2(s) ΔH2
A．① B．②③④ C．④ D．①②
例 2．已知：C(s，金刚石)===C(s，石墨) ΔH＝－1.9 kJ·mol－1 C(s，金刚石)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1 C(s，石墨)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2 根据上述反应所得出的结论正确的是( )
A．ΔH1＝ΔH2 B．ΔH1＞ΔH2 C．ΔH1＜ΔH2 D．金刚石比石墨稳定
