专题02 反应热的计算 ▉考点01 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.应用能量守恒定律对盖斯定律进行论证 假设反应体系的始态为S，终态为L，它们之间的变化用两段弧线(可以包含着任意数目的中间步骤)连接,如图所示： 由图可知，反应体系先从S变化到L，体系放出能量(△H<0)，再由L变回到S，体系吸收能量(△H>0)。经过一个循环，体系仍处于S态，所有的反应物都和反应前一样。如果△H1+△H2≠0，那么在物质丝毫未损的情况下体系能量发生了改变，违背了能量守恒定律。因此△H1+△H2＝0，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应进行的途径无关。 5.盖斯定律应用的一般步骤： （1）定目标和已知。根据题目条件确定已知方程式和目标方程式，注意配平和标注状态(物质的三态变化伴随有热量变化)，注意△H的符号、数值和单位，并且标注各个已知方程式的序号。 （2）找缺失物质。找出已知方程式中存在而目标方程式中没有出现的物质，并做好标记。 （3）变形约缺失。通过将已知方程式加减乘除约去缺失物质，注意方程式同乘以或者同除以(整数或分数)时，△H也要同乘以或者同除以n。 ▉考点02 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 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。 8．根据盖斯定律计算 （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 ... ...
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