知识讲解_热化学方程式和反应热计算(基础)
初中化学知识点归纳热化学计算
初中化学知识点归纳热化学计算初中化学知识点归纳——热化学计算热化学计算是热化学的重要内容之一，它通过计算反应焓变、热量转化等参数，来研究化学反应的热力学性质。
在初中化学中，我们主要掌握了热化学计算的基本方法和相关的计算公式。
本文将对初中化学中的热化学知识点进行归纳总结，帮助大家更好地掌握这一部分内容。
一、反应焓变的计算反应焓变是指化学反应过程中系统的焓变化量。
在热化学计算中，常用的计算方法有两种：利用热量平衡计算法和利用物质的焓变计算法。
1. 利用热量平衡计算法：化学反应在恒压下进行，根据热量平衡可得到反应物和生成物的热量关系式，使用以下公式进行计算：反应物A + 反应物B → 生成物C + 生成物D反应焓变ΔH = Σ(生成物的热量) - Σ(反应物的热量)2. 利用物质的焓变计算法：根据物质的焓变数据表，直接从中查找反应物和生成物的焓变值，使用以下公式进行计算：反应焓变ΔH = Σ(生成物的焓变) - Σ(反应物的焓变)二、热量转化的计算在热化学计算中，我们经常需要计算热量转化的问题，包括：1. 燃烧热：燃烧热是燃料完全燃烧生成单位质量水的热量，通常以单位质量（克或千克）的燃料燃烧时释放的热量来表示。
计算方法为：燃烧热 = 释放的热量 / 燃料质量2. 溶解热：溶解热是溶剂与溶质在溶液形成过程中释放或吸收的热量，计算方法为：溶解热 = 溶解过程中释放或吸收的热量 / 溶质质量三、热化学方程式的计算在热化学方程式的计算中，我们需要根据已知条件和公式，计算未知物质的相关参数，如反应物物质的质量、反应焓变等。
1. 反应物质的质量计算：根据已知物质比例和反应物质量关系，可以通过以下公式计算反应物质的质量：反应物质质量 = 已知物质质量 * (未知物质的摩尔质量 / 已知物质的摩尔质量)2. 反应焓变的计算：根据已知条件和反应焓变的公式，可以计算反应焓变的值：反应焓变ΔH = Σ(生成物的焓变) - Σ(反应物的焓变)四、热化学计算的应用热化学计算在实际应用中有着广泛的用途，比如：1. 燃料的选择：通过计算不同燃料的燃烧热，可以选择能量释放量大的燃料。
1.2反应热的计算(讲义)(原卷版)
第二节反应热的计算【学习目标】1、知道盖斯定律的内容，能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算2、学会有关反应热计算的方法技巧，进一步提高化学计算的能力【知识回顾】1、计算ΔH的两种方法：①已知键能：ΔH=①已知物质具有的总能量：ΔH=。
2、已知在25 ①、101 kPa时，H2在1.00 mol O2中完全燃烧生成2.00 mol H2O(l)放出571.6 kJ的热量。
则H2的燃烧热为，表示H2燃烧热的热化学方程式为_【探索新知】一、盖斯定律：化学反应成千上万，热化学方程式自然也成千上万，有些反应的反应热可以直接通过实验测定，但还有很多反应的反应热只能通过计算获得。
科学家们在研究了很多现象之后，总结提出了热化学定律。
用现代术语可表示为以下两个定律：（1）在相同条件下，正向反应和逆向反应的①H 。
例如，250C时，（2）一个反应分步进行释放出来的热与一步进行释放出来的热是相等的。
这个定律是1840年俄国科学家盖斯(GH.Hess)在综合分析了大量实验数据后提出来的。
后人称之为盖斯定律。
也就是说只要始态和终态确定了。
过程是分一步进行还是分几步进行，这个反应的热效应都是一样的。
例如在250C时:Cu和O2反应可以按①式反应生成氧化铜CuO，也可以分两步进行。
先按反应①生成氧化亚铜Cu2O，再按反应①生成氧化铜CuO。
反应①+反应①=反向①，因为焓变与路径无关。
不论是一步反应还是多步反应，始态都是2Cu(s)+O2(g),终态都是CuO(s)，两种路径的焓变应该相同。
即ΔH1=ΔH2+ΔH31、内容：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是。
或者说，化学反应的反应热只与反应体系的有关，而与反应的无关。
2．盖斯定律的应用方法(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；①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。
化学反应热的计算知识点
化学反应热的计算知识点
化学反应热的计算主要涉及到几个关键知识点：
反应热的概念：化学反应的热效应，通常称为反应热，其符号为Qp。
当反应在恒压下进行时，反应热称为等压热效应。
反应热的计算公式：Qp = △U + p△V = △U + RT∑vB。
其中，△U表示反应产物的内能减去反应物的内能，p是压力，△V是反应产物的体积减去反应物的体积，R是气体常数，T 是绝对温度，∑vB(g) = △n(g)/mol，即发生1mol反应时，产物气体分子总数与反应物气体分子总数之差。
焓的定义：由于U、p、V都是状态函数，因此U+pV也是状态函数，我们将其定义为焓，符号为H。
于是，反应热可以表示为：Qp = △H = H终态- H始态。
反应热的测量与计算：反应热可以通过实验测量得到，也可以通过化学反应方程式和比热容公式进行计算。
另外，反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
利用键能计算反应热：通常人们把拆开1mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能，键能通常用E表示，单位为kJ/mol。
反应热等于反应物的键能总和与生成物键能总和之差，即△H = ΣE(反应物) - ΣE(生成物)。
由反应物和生成物的总能量计算反应热：△H = 生成物总能量- 反应物的总能量。
热化学方程式反应热知识归纳
反应热热化学方程式考点知识归纳一、热化学方程式1.热化学方程式的定义：表明反应所放出或吸收热量的化学方程式。
二、燃烧热和中和热1.反应热的分类：中和热、燃烧热等。
2.燃烧热.定义：在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量，叫该物质的燃烧热。
例：C（s）+O2（g）=CO2（g）；△H = —393.5 kJ /molH2（g）+½O2（g）==H2O（l）；△H = —285.8 kJ /mol3. 燃烧热.与反应热比较异同A.反应特点：专指可燃物燃烧B.可燃物的量规定为1 mol，配平方程式也以其为基准C.产物为完全燃烧时的稳定生成物D.反应热都属放热，△H为“—”E.反应热产生的本质、热量的单位、表示符号相同F.燃烧热是一种特殊的反应热4.中和热定义：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1molH2O时的反应热。
如：H+（aq）+OH—（aq）===H2O（l）；△H = —57.3 kJ /molNaOH（aq）+½H2SO4（aq）===½Na2SO4（aq）+H2O（l）；△H = —57.3 kJ /molA.内涵①测定条件：在稀溶液中；②反应特点：中和反应，且只有氢离子和氢氧根离子浓度减少；③测定标准：生成1molH2O时的反应热；④配平标准：以生成1molH2O为标准配平其他物质的化学计量数；⑤表示形式：稀溶液用“aq”表示，水为液态（“l”表示）。
B.外延①若酸、碱是固体或浓溶液，则反应放出的热量较多（浓的强酸或强碱稀释会放热）；②若生成的水多于或少于1mol，则放出的热量多于或小于57.3kJ ；③若生成物中除1molH2O外，还有其他难溶或难电离的物质生成时，反应热不是中和热；④若有弱酸或弱碱参加反应生成1molH2O时，则放出的热量一般小于57.3kJ（多数电离吸热，但HF电离放热）；⑤任何配平的中和反应都有反应热，但只有只生成1molH2O的中和反应的反应热叫中和热。
化学反应热的计算(第二课时)
计算步骤
首先确定各物质的标准摩尔生成焓，然后 根据化学方程式计算反应的焓变ΔH。
实例三：甲烷燃烧生成二氧化碳和水
化学方程式
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)
计算依据
根据盖斯定律，反应热与反 应途径无关，可以通过已知 单质或稳定化合物的热化学 性质来计算反应热。
计算步骤
计算依据
根据盖斯定律，反应热与反应途径无关， 可以通过已知单质或稳定化合物的热化学 性质来计算反应热。
计算步骤
结果
首先确定各物质的标准摩尔生成焓，然后根 据化学方程式计算反应的焓变ΔH。
ΔH = (−1×417kJ/mol) + (−1×417kJ/mol) = −834kJ/mol
实例二：一氧化碳还原氧化铁
焓变是指在一定压力下，可逆反 应达到平衡状态时，体系的总能
量变化。
利用热化学方程式计算反应热时， 需要知道各物质在标准状态下的
焓变值和反应的焓变值。
利用中和热计算
中和热是指强酸与强碱发生中和 反应生成1mol水时所放出的热
量。
中和热的计算公式为：ΔH = 57.3kJ/mol，其中ΔH表示反应
的焓变，单位为kJ/mol。
首先确定各物质的标准摩尔 生成焓，然后根据化学方程 式计算反应的焓变ΔH。
结果
ΔH = (−1×74.8kJ/mol) + (−1×417kJ/mol) + (−1×417kJ/mol) = −958.8kJ/mol
05 反应热计算的注意事项
CHAPTER
物质的状态和组成
物质的状态
物质的状态对反应热有影响，因 此在计算反应热时需要特别注意 物质的状态。例如，气体的反应 热与液体和固体的反应热不同。
第37讲+反应热+热化学方程式-2024年高考化学一轮复习高频考点精讲(新教材新高考)
(2)从状态Ⅰ到状态Ⅱ需要 吸收 (填“吸收”或“释放”)能量，CO分子 否 (填“是”
或“否”)需要断键形成C和O。 (3)从状态Ⅱ到状态Ⅲ形成的化学键是 碳氧双键(或C==O) 。 (4)将相同物质的量的CO转化为CO2，CO与O比CO与O2反应放出的热量 多 (填“多” 或“少”)，可能的原因是CO与O2反应生成CO2需要先吸收能量断裂O2分子中的共价键 。 (5)由该反应过程可知，在化学反应中，旧化学键 不一定 (填“一定”或“不一定”) 完全断裂，但一定有新化学键的 形成 。
2.油酸甘油酯(相对分子质量为884)在体内代谢时可发生如下反应： C57H104O6(s)＋80O2(g)===57CO2(g)＋52H2O(l) 已知燃烧1 kg该化合物释放出3.8×104 kJ热量，油酸甘油酯的燃烧热为 A.3.8×104 kJ·mol－1 B.－3.8×104 kJ·mol－1
3.吸热、放热的原因分析 (1)从能量图分析
物质能量变化与焓变的关系：ΔH＝E(生成物的总能量)－E(反应物的总能量)。
(2)从化学键变化分析
吸热
> < 放热
总结 利用键能计算焓变(ΔH)，通过ΔH的正、负轻松判断化学反应是吸热还是放热。 ΔH＝反应物键能之和－生成物键能之和。
[方法技巧] 利用键能计算反应热的方法 (1)计算公式 ΔH＝反应物的总键能－生成物的总键能。
3.铋基催化剂对CO2电化学还原制取HCOOH具有高效的选择性。其反应历程与能量 变化如图所示，其中吸附在催化剂表面上的物种用*标注。
CO2—＋—— e－→CO－ 2 —＋—＋H—Ce—－O－ 3→HCOO－—＋—H→＋ HCOOH
高考化学考点反应热的核心知识(基础)
高考总复习反应热的核心知识【考试目标】１．了解化学反应中能量转化的原因，能说出常见的能量转化形式。
２．了解化学能与热能的相互转化。
了解吸热反应、放热反应、反应热等概念。
3．了解能源是人类生存和社会发展的重要基础。
了解化学在解决能源危机中的重要作用。
4．了解焓变与反应热的含义。
【考点梳理】要点一、反应热（焓变）１．定义：化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以热量（或转换成相应的热量）来表述，叫做反应热，又称为“焓变”，符号：ΔH，单位：kJ/mol 或kJ·mol-1２．反应热的表示方法：反应热用ΔH表示，其实是从体系的角度分析的。
能量环境，体系将能量释放给环境，体系的能量降低，因此，放放热反应：体系−−−→热反应的ΔH＜0，为“－”。
能量体系，体系吸收了环境的能量，体系的能量升高，因此，吸吸热反应：环境−−−→热反应的ΔH＞0，为“+”。
化学变化过程中的能量变化见下图：表示方法——热化学方程式：既能表明化学反应中物质的变化，又能表明能量的变化的化学方程式，叫做热化学方程式。
３．化学反应中能量变化的原因化学反应的本质：旧的化学键断裂和新的化学键生成。
任何化学反应都有反应热，这是由于在化学反应过程中，反应物分子间相互作用时，旧的化学键断裂，需要吸收能量；当生成物分子生成时，新的化学键形成，需要放出能量，而吸收的总能量和放出的总能量总是有差距的。
如果反应完成时，生成物释放的总能量比反应物吸收的总能量大，这是放热反应。
对于放热反应，由于反应后放出能量（释放给环境）而使反应体系的能量降低。
因此，规定放热反应的ΔH为“负”。
反之，对于吸热反应，由于反应吸收能量(能量来自环境)而使反应体系的能量升高。
因此，规定吸热反应的ΔH为“正”。
当ΔH为“负”或ΔH＜0时，为放热反应；当ΔH为“正”或ΔH＞0时，为吸热反应。
结论：根据质量守恒定律和能量守恒定律，特定反应的反应热等于反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量与生成物分子化学键形成时所释放的总能量之差。
高三化学二轮复习第1部分专题2化学基本理论突破点6反应热的计算与热化学方程式的书写
突破点6反应热的计算与热化学方程式的书写提炼1 反应热的计算方法1.利用热化学方程式进行有关计算根据已知的热化学方程式、已知的反应物或生成物的物质的量、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。
2．根据燃烧热数据，计算反应放出的热量计算公式：Q＝燃烧热×n(可燃物的物质的量)。
3．根据旧键断裂和新键形成过程中的能量差计算焓变若反应物旧化学键断裂吸收能量E1，生成物新化学键形成放出能量E2，则反应的ΔH＝E1－E2。
4．利用物质具有的能量计算：ΔH＝∑E(生成物)－∑E(反应物)。
ΔH15．利用反应的互逆性关系计算：AB，ΔH1＝－ΔH2。
ΔH26．利用盖斯定律计算：对于存在下列关系的反应：提炼2 热化学方程式的书写与反应热大小的比较1.热化学方程式书写的“六个注意”2．反应热大小的比较方法(1)利用盖斯定律比较，如比较ΔH 1与ΔH 2的大小的方法。
因ΔH 1<0，ΔH 2<0，ΔH 3<0(均为放热反应)，依据盖斯定律得ΔH 1＝ΔH 2＋ΔH 3，即|ΔH 1|>|ΔH 2|，所以ΔH 1<ΔH 2。
(2)同一反应的生成物状态不同时，如 A(g)＋B(g)===C(g) ΔH 1， A(g)＋B(g)===C(l) ΔH 2， 则ΔH 1>ΔH 2。
(3)同一反应的反应物状态不同时，如 A(s)＋B(g)===C(g) ΔH 1， A(g)＋B(g)===C(g) ΔH 2， 则ΔH 1>ΔH 2。
(4)两个有联系的反应相比较时，如 C(s)＋O 2(g)===CO 2(g) ΔH 1①， C(s)＋12O 2(g)===CO(g) ΔH 2②。
比较方法：利用反应①(包括ΔH 1)乘以某计量数减去反应②(包括ΔH 2)乘以某计量数，即得出ΔH 3＝ΔH 1×某计量数－ΔH 2×某计量数，根据ΔH 3大于0或小于0进行比较。
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高考总复习热化学方程式和反应热的计算【考试目标】1．了解热化学方程式的含义，能正确书写热化学方程式。
2．理解盖斯定律，并能运用盖斯定律进行有关反应焓变的简单计算。
【考点梳理】要点一、热化学方程式1．定义：表示参加反应物质的量与反应热关系的化学方程式，叫做热化学方程式。
要点诠释：热化学方程式既体现化学反应的物质变化，同时又体现反应的能量变化，还体现了参加反应的反应物的物质的量与反应热关系。
如：H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g) ；ΔH1=-241.8kJ/mol2H2(g)+ O2(g)=2H2O(g)；ΔH2=-483.6kJ/molH2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) ；ΔH3=-285.8kJ/mol2H2(g)+ O2(g)=2H2O(l)；ΔH4=-571.6kJ/mol2．书写热化学方程式的注意事项：(1)需注明反应的温度和压强；因反应的温度和压强不同时，其△H不同。
不注明的指101kPa 和25℃时的数据。
(2) 要注明反应物和生成物的状态（不同状态，物质中贮存的能量不同）。
如：H2 (g)+12O2 (g)==H2O (g) ΔH=－241.8 kJ／molH2 (g)+12O2 (g)==H2O (1) ΔH=－285.8 kJ／mol(3)热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个数，表示物质的量，它可以是整数也可以是分数。
对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其ΔH成比例变化。
如：H2 (g)+Cl2 (g)==2HCl (g) ΔH=－184.6 kJ／mol1 2H2 (g)+12Cl2 (g)==HCl (g) ΔH=－92.3 kJ／mol(4)△H的单位kJ/mol，表示每mol反应所吸放热量，△H和相应的计量数要对应。
(5)比较△H大小时要带着“﹢”、“﹣”进行比较。
(6)表示反应已完成的热量，可逆反应N2(g) +3H2(g) 2NH3 (g)；△H=- 92.4kJ/mol，是指当1molN2(g)和3molH2(g)完全反应，生成2 mol NH3(g)时放出的热量92.4kJ；2 mol NH3(g)分解生成1molN2(g)和3molH2(g)时吸收热量92.4kJ，即逆反应的△H=+92.4kJ/mol。
３．热化学方程式与化学方程式的比较：化学方程式热化学方程式相似点都能表明化学反应的物质变化，都遵循质量守恒定律。
要点二、盖斯定律和反应热的计算。
1.盖斯定律的定义不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。
即化学反应的反应热与反应途径无关，只与反应体系的始态和终态有关。
2.反应热的计算（1）．根据反应物和生成物的总能量计算△H＝生成物的总能量－反应物的总能量（2）．根据键能计算ΔH=反应物键能总和―生成物键能总和（3）．利用热化学方程式进行相关量的求解先写出热化学方程式，再根据热化学方程式所体现的物质之间、物质与反应热之间的关系直接求算物质的量或反应热。
（4）．利用盖斯定律求反应热适当加减已知的热化学方程式，得出待求的热化学方程式，反应热也要进行相应的加减运算，从而得出待求热化学方程式的反应热。
【典型例题】类型一：热化学方程式的意义及书写例1、（2014 安徽高考）CuCl（s）与O2反应生成CuCl2（s）和一种黑色固体．在25℃、101kPa下，已知该反应每消耗1mol CuCl（s），放热44.4kJ，该反应的热化学方程式是。
【思路点拨】黑色固体为CuO；反应条件为常温常压可以略去。
【答案】4CuCl（s）+O2（g）=2CuCl2（s）+2CuO（s）△H=﹣177.6kJ/mol；【解析】该反应每消耗1mol CuCl（s），放热44.4kJ，消耗4mol CuCl（s），则放热44.4kJ×4=177.6kJ，根据热化学方程式的书写方法，可以写出该反应的热化学方程式为：4CuCl（s）+O2（g）=2CuCl2（s）+2CuO（s）△H=﹣177.6kJ/mol。
【总结升华】书写热化学方程式，要注意各物质的状态、ΔH的正负及单位。
举一反三：【变式1】已知充分燃烧a g乙炔气体时生成1 mol二氧化碳气体和液态水，并放出热量b kJ，则乙炔燃烧的热化学方程式正确的是（）A．2C2H2 (g)+5O2 (g)==4CO2 (g)+2H2O (l)；ΔH=―2b kJ·mol―1B．C2H2 (g)+52O2 (g)==2CO2 (g)+H2O (l)；ΔH=2b kJ·mol―1C．2C2H2 (g)+5O2 (g)==4CO2 (g)+2H2O (l)；ΔH=―4b kJ·mol―1D．2C2H2 (g)+5O2 (g)==4CO2 (g)+2H2O (l)；ΔH=+b kJ·mol―1【答案】C【变式2】在25℃、101 kPa下，1 g C8H18（辛烷）燃烧生成二氧化碳和液态水时，放出48.40 kJ的热量，表示上述反应的热化学方程式正确的是（）A．C8H18 (l)+252O2 (g)==8CO2 (g)+9H2O (g)；ΔH=―48.40 kJ·mol―1B．C8H18 (l)+252O2 (g)==8CO2 (g)+9H2O (l)；ΔH=―5517.60 kJ·mol―1C．C8H18 (l)+252O2 (g)==8CO2 (g)+9H2O (l)；ΔH=+5517.60 kJ·mol―1D．2C8H18 (l)+25O2 (g)==16CO2 (g)+18H2O (l)；ΔH=―96.80 kJ·mol―1【答案】B【解析】1 g辛烷的物质的量为1114mol，则1 mol C8H18完全燃烧放出的热量为48.40×114=5517.60 kJ，注意燃烧是放热反应，ΔH＜0，并注意各物质的聚集状态。
类型二：有关反应热的计算例2、SF6是一种优良的绝缘气体，分子结构中只存在S-F键。
已知：1molS(s)转化为气态硫原子吸收能量280kJ，断裂1molF-F 、S-F键需吸收的能量分别为160kJ、330kJ。
则S(s)＋3F2(g)=SF6(g)的反应热△H为A. -1780kJ/molB. -1220 kJ/molC.-450 kJ/molD. +430 kJ/mol【答案】B【解析】由题意的1mol S(s)和3molF2(g)形成S原子和F原子共需要吸收能量是280kJ+3×160kJ＝760 kJ。
而生成1mol SF6(g)时需形成6molS-F键，共放出6×330kJ＝1980 kJ，因此该反应共放出的热量为1980 kJ－760 kJ＝1220kJ,所以该反应的反应热△H＝－1220 kJ/mol，选项B正确。
【总结升华】本题考查反应热的有关计算。
在化学反应中断键需要吸热，而形成新的化学键需要放热。
举一反三：【变式1】在反应H2+Cl2＝2HCl中，已知H－H键能为436kJ，Cl－Cl键能为247kJ，H－Cl键能为431kJ，判断该反应是（）A. 吸热反应B. 放热反应C. 吸收179kJ热量D.放出179kJ热量【答案】BD【变式2】氢气在氧气中燃烧产生蓝色火焰，在反应中，破坏1molH－H键消耗的能量为Q1kJ，破坏1molO = O键消耗的能量为Q2kJ，形成1molH－O键释放的能量为Q3kJ。
下列关系式中正确的是（）A. 2Q1+ Q2 > 4Q3B. 2Q1+ Q2 < 4Q3C. Q1+ Q2 < Q3D. Q1+ Q2 = Q3【答案】B例3、已知1 g氢气在氧气中完全燃烧，生成气态水放出120.9kJ的热量，试计算1000L标准状况下的氢气完全燃烧所放出的热量。
【答案】1000L标准状况下的氢气完全燃烧所放出的热量为1.08×104 kJ【解析】设氢气燃烧的热化学反应的反应热△H＝－Q kJ/ molH2 (g)＋12O2 (g)H2O (g)△H ＝－Q kJ/ mol2 g Q kJ1 g120.9 kJQ ＝241.8△H ＝－241.8 kJ/ mol又设1000L标准状况下的氢气完全燃烧所放出的热量为Q1H2 (g)＋12O2 (g)H2O (g)△H ＝－241.8 kJ/ mol22.4 L241.8kJ1000 L Q1Q1 ＝1.08×104 kJ举一反三：【变式1】.葡萄糖是人体所需能量的重要来源之一。
葡萄糖燃烧的热化学方程式为：C6H12O6(s)＋6O2(g)＝6CO2(g)＋6H2O(l) ；ΔH=－2 800 kJ/mol。
葡萄糖在人体组织中氧化的热化学方程式与它燃烧的热化学方程式相同。
计算100g葡萄糖在人体中完全氧化时所产生的热量。
【答案】1556kJ【解析】根据题意，葡萄糖的燃烧热为2800kJ/mol。
100 g葡萄糖的物质的量为：n(C6H12O6)= m(C6H12O6)/M(C6H12O6) =100g/180g·mol-1=0.556mol。
1mol C6H12O6完全燃烧放出2 800 kJ的热量，0.556 mol C6H12O6完全燃烧放出的热量为：0.5556 mol×2800 kJ/mol=1556kJ。
类型三：盖斯定律的应用例4、已知：2Zn（s）+O2（g）=2ZnO（s）；△H1=-701.0kJ·mol-12Hg（l）+O2（g）=2HgO（s）；△H2=-181.6kJ·mol-1则反应Zn （s ）+ HgO （s ）=ZnO （s ）+ Hg （l ）的△H 为A. +519.4kJ ·mol -1B. +259.7 kJ ·mol -1C. -259.7 kJ ·mol -1D. -519.4kJ ·mol -1【答案】C【解析】反应的焓值由盖斯定律直接求出。
即△H =(△H 1-△H 2)/2=-259.7 kJ ·mol -1。
【总结升华】本题考查盖斯定律。
题中两负数相减易出错，此外系数除以2时，焓值也要除2。
举一反三：【变式1】已知下列反应的热化学方程式为 ：(1)C(s)＋O 2(g)===CO 2(g)；ΔH 1＝－393.5 kJ/mol(2)CH 3COOH(l)＋2O 2(g) →2CO 2(g)＋2H 2O(l)；ΔH 2＝－870.3 kJ/mol(3)H 2(g)＋12O 2(g)===H 2O(l)；ΔH 3＝－285.8 kJ/mol 则2C(s)＋2H 2(g)＋O 2(g)===CH 3COOH(l)的反应热(焓变)为( ) A ．488.3 kJ/mol B ．－488.3 kJ/molC ．－244.15kJ/molD ．244.15kJ/mol 【答案】B【解析】据盖斯定律知(1)×2＋(3)×2－(2)即得2C(s)＋2H 2(g)＋O 2(g)===CH 3COOH(l)ΔH ＝(－393.5 kJ/mol)×2＋(－285.8 kJ/mol)×2－(－870.3 kJ/mol)＝－488.3 kJ/mol【变式2】（2015 银川一中高三三模）研究化学反应原理对于生产、生活及环境保护具有重要意义。