反应热大小的比较
2021届高考化学素养提升全突破09 反应热的计算与大小比较(解析版)
专题09 反应热的计算与大小比较——建立模型巧解题化学反应热的计算是高考的必考点和热点内容，考查的知识点主要是运用化学键的键能、热化学方程式、标准燃烧热和盖斯定律计算化学反应的反应热。
由于这一知识点涉及的计算方法较多，学生在做题时不能正确选择计算方法，导致计算错误。
我们在学习过程中可以绘制思维导图，凝练关键词，理清知识点之间的关系，构建化学反应热计算的思维导图模型，解决反应热计算中存在的困惑。
运用思维导图进行化学反应热计算方法的总结能够帮助我们解决反应热计算中存在的问题，培养证据推理与模型建构的化学核心素养，从而提高化学计算成绩，实现真正的素养教育。
1．【2019新课标Ⅱ节选】环戊二烯（）是重要的有机化工原料，广泛用于农药、橡胶、塑料等生产。
回答下列问题：（1）已知：(g)(g)+H2(g) ΔH1=+100.3 kJ·mol−1 ①H 2(g)+ I2(g)2HI(g) ΔH2=−11.0 kJ·mol−1 ②对于反应：(g)+ I 2(g)(g)+2HI(g) ③ΔH3=___________kJ·mol−1。
【答案】(1)+89.3【解析】（1）根据盖斯定律①+②，可得反应③的ΔH=+89.3kJ/mol；【素养解读】确定③为目标方程式，已知方程式①和②与之比较，可知氢气为中间物质，处理的目标为消去氢气，在两个方程式中系数相同，在不同边，直接相加即可。
2．【2019新课标Ⅲ节选】近年来，随着聚酯工业的快速发展，氯气的需求量和氯化氢的产出量也随之迅速增长。
因此，将氯化氢转化为氯气的技术成为科学研究的热点。
回答下列问题：（2）Deacon 直接氧化法可按下列催化过程进行： CuCl 2(s)=CuCl(s)+12Cl 2(g) ΔH 1=83 kJ·mol − 1 CuCl(s)+12O 2(g)=CuO(s)+12Cl 2(g) ΔH 2=− 20 kJ·mol − 1 CuO(s)+2HCl(g)=CuCl 2(s)+H 2O(g) ΔH 3=− 121 kJ·mol − 1 则4HCl(g)+O 2(g)=2Cl 2(g)+2H 2O(g)的ΔH =_________ kJ·mol − 1。
反应热大小的比较
反应热大小的比较1．直接比较法ΔH是一个有正负的数值，比较时应连同+、- 号一起比较。
(1)吸热反应的ΔH肯定比放热反应的大(前者大于0，后者小于0)。
(2)同种物质燃烧时，可燃物物质的量越大，燃烧放出的热量越多，ΔH越小。
(3)等量的可燃物完全燃烧所放出的热量肯定比不完全燃烧所放出的热量多，对应ΔH越小。
(4)产物相同时，同种气态物质燃烧放出的热量比等量的固态物质燃烧放出的热量多，放出的热量多对应ΔH越小。
反应物相同时，生成同种液态物质放出的热量比生成等量的气态物质放出的热量多，放出的热量多对应ΔH越小。
(5)生成等量的水时强酸和强碱的稀溶液反应比弱酸和强碱或弱碱和强酸或弱酸和弱碱的稀溶液反应放出的热量多，放出的热量多对应ΔH越小。
(6)对于可逆反应，热化学方程式中的反应热是完全反应时的反应热，若按方程式反应物对应物质的量投料，因反应不能进行完全，实际反应过程中放出或吸收的热量要小于相应热化学方程式中的反应热数值，放出的热量少对应ΔH越大。
例如：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)；ΔH＝－197 kJ/mol，则向密闭容器中通入2 mol SO2和1 mol O2，反应达到平衡后，放出的热量要小于197 kJ。
(7)不同单质燃烧，能态高（不稳定）的放热多，对应ΔH越小。
如：金刚石比石墨能态高，两者燃烧金刚石放热多，对应ΔH越小。
2．盖斯定律比较法(1)同一反应生成物状态不同时：A(g)＋B(g)===C(g)ΔH1<0A(g)＋B(g)===C(l)ΔH2<0因为C(g)===C(l)ΔH3<0，而ΔH3＝ΔH2－ΔH1，所以|ΔH2|>|ΔH1|。
(2)同一反应物状态不同时：S(s)＋O2(g)===SO2(g)ΔH1<0S(g)＋O2(g)===SO2(g)ΔH2<0ΔH 3＋ΔH 2＝ΔH 1，且ΔH 3>0，所以|ΔH 1|<|ΔH 2|。
高三化学 盖斯定律计算技巧口诀
盖斯定律计算反应热的注意事项化学反应的反应热只与始态和终态有关，而与反应途径无关，利用盖斯定律可以间接计算某些反应的反应热。
1.明确所求反应的始态和终态，各物质系数，及反应是吸热还是放热反应。
2.盖斯定律与反应途径无关，不同途径对应的最终结果是一样的。
3.各反应式相加时，有的反应逆向写，ΔH符号也相反。
有的反应式要扩大或缩小相应倍数，ΔH也要相应扩大或缩小相同的倍数。
4.注意各分步反应的ΔH的正负，放热反应为“—”，吸热反应为“＋”，其具备数学意义，可进行大小比较。
5.注意弱电解质的电离、水解反应吸热，浓硫酸的稀释、氢氧化钠固体的溶解放热，都将对反应热产生影响。
盖斯定律的内容：不管化学反应是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。
换句话说，化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关，而与反应进行的途径无关。
如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一一步完成时的反应热是相同的，这就是盖斯定律。
应用盖斯定律进行计算的方法1.用盖斯定律结合已知反应的反应热求解一些相关反应的反应热时，其关键是设计出合理的反应过程，将已知热化学方程式进行适当数学运算得未知反应的方程式及反应热。
使用盖斯定律需要注意以下问题：2.当反应式乘以或除以某数时，△H也应该乘以或者除以某数3.反应方程式进行加减运算时，△H也同样要进行加减运算，并且要带正负号。
4.通过盖斯定律计算并比较反应热的大小时，同样要把△H看做整体。
5.在设计的反应过程中常常会遇到同一物质固液气三态的互相转化，状态由固—>液—>气变化会吸热，反之会放热。
6.当设计的反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。
例题：氮氧化物是造成雾霾天气的主要原因之一．消除氮氧化物有多种方法．可利用甲烷催化还原氮氧化物．已知：CH4(g)＋4NO2(g)=4NO(g)＋CO2(g)＋2H2O(g)；ΔH=－574KJ/mol。
CH4(g)＋4NO(g)=2N2(g)＋CO2(g)＋2H2O(g)；ΔH=－1160KJ/mol。
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。
高中化学化学反应的热效应知识点讲解
为放热反应,从图中可看出b放出热量更多,故ΔH2<ΔH1。
3.两个有联系的不同反应,常利用已知的知识进行比较。如:
①C(s)+O2(g) CO2(g) ΔH1<0
②C(s)+ 1 O2(g)
2
CO(g) ΔH2<0
反应①为C的完全燃烧,反应②为C的不完全燃烧,|ΔH1|>|ΔH2|,所以ΔH1<ΔH2。
中生成,则CH3OH是反应的催化剂,C项错误;反应②③④中有极性键的断 裂和生成,反应②④中还有非极性键(H—H)的断裂,D项正确。 答案 C
方法总结 分析循环图题时,重点在于判断各物质的类型。一般来说,通 过一个箭头进入循环的是反应物;通过一个箭头离开循环的是生成物;先 参加反应,又在后续反应中生成的是催化剂;先生成后又消耗掉的是中间 产物。
例2 (2022重庆三调,11)香草醛(
)高效加氢脱氧合成4-甲
基愈创木酚(
)是研究木质素转化成高附加值生物质柴油
的重要模型反应,其反应历程如下图所示。下列说法错误的是 ( )
A.ΔH1=ΔH2+ΔH3+ΔH4
B.在催化剂作用下可能发生反应:
+H2
+H2O
C.甲醇是反应的中间产物 D.该过程中有非极性键和极性键的断裂以及极性键的形成
3.燃烧热与中和反应反应热的比较
比较项目
燃烧热
中和反应反应热
能量变化
放热,ΔH<0
含义
在101 kPa时,1 mol纯物质完全燃烧生成 在稀溶液里,酸和碱发生中和反
指定产物时所放出的热量
应生成1 mol水时所放出的热量
反应物的量
1 mol
不一定为1 mol
高中化学 第一章 化学反应与能量 重难点十一 反应热大小比较(含解析)新人教版选修4
重难点十一反应热大小比较比较反应热大小的方法（1）根据反应物和生成物的聚集状态比较物质由固体变成液态，由液态变成气态，都必定吸收热量；而由液态变成固态，由气态变成液态，或由气态直接变成固态，则放出热量．因此在进行反应热计算或大小比较时，应特别注意各反应物或生成物的状态，存在同素异形体的要注明其同素异形体的名称．（2）根据热化学方程式中化学计量数比较热化学方程式中的化学计量数不表示分子数，而是表示反应物和生成物的物质的量，可以是分数．当化学计量系数发生变化(如加倍或减半)时，反应热也要随之变化．互为可逆的热化学反应，其反应热数值相等，符号相反．（3）根据反应物和生成物的性质比较对互为同素异形体的单质来说，由不稳定状态单质转化为稳定状态的单质要放出热量，因为能量越低越稳定；对于同一主族的不同元素的单质来说，与同一物质反应时，生成物越稳定或反应越易进行，放出的热量越多；而有些物质，在溶于水时吸收热量或放出热量，在计算总反应热时，不要忽视这部分热量．（4）根据反应进行的程度比较对于分步进行的反应来说，反应进行的越彻底，其热效应越大．如果是放热反应，放出的热量越多；如果是吸热反应，吸收的热量越多．如等量的碳燃烧生成一氧化碳放出的热量少于生成二氧化碳时放出的热量．对于可逆反应来说，反应进行的程度越大，反应物的转化率越高，吸收或放出的热量也越多。
【重难点指数】★★★★【重难点考向一】从物质的聚集状态比较反应热的大小【例1】根据以下3个热化学方程式：2H2S(g)+3O2(g)=2SO2(g)+2H2O(l)ΔH=-Q1kJ/mol2H2S(g)+O2(g)=2S(s)+2H2O(l)ΔH=-Q2kJ/mol2H2S(g)+O2(g)=2S(s)+2H2O(g)ΔH=-Q3 kJ/mol判断Q1、Q2、Q3三者关系正确的是( )A．Q1＞Q2＞Q3 B．Q1＞Q3＞Q2C．Q3＞Q2＞Q1 D．Q2＞Q1＞Q3【答案】A【名师点睛】考查反应热的大小比较，题目难度中等，本题注意从物质反应的程度以及物质的聚集状态的角度比较反应热的大小；三个反应都为放热反应，物质发生化学反应时，生成液态水比生成气态水放出的热量多，反应越完全，放出的热量越多，以此解答该题。
化学反应中的能量变化知识点及例题解析
考点3化学反应中的能量变化一、反应热1、化学反应过程中放出或吸收的热量，通常叫做反应热。
反应热用符号ΔH表示，单位一般采用kJ/mol。
当ΔH为负值为放热反应；当ΔH为正值为吸热反应。
测量反应热的仪器叫做量热计。
2、燃烧热：在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时放出的热量，叫做该物质的燃烧热。
3、中和热：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1molH2O，这时的反应热叫做中和热。
中学阶段主要讨论强酸和强碱的反应。
二、热化学方程式1、书写热反应方程式应注意的问题：(1)由于反应热的数值与反应的温度和压强有关，因此必须注明，不注明的是指101kPa和25℃时的数据。
(2)物质的聚集状态不同，反应热的数值不同，因此要注明物质的聚集状态。
(3)热化学方程式中的化学计量数为相应物质的物质的量，它可以是整数，也可以是分数。
2、书写热化学方程式的一般步骤(1)依据有关信息写出注明聚集状态的化学方程式，并配平。
(2)根据化学方程式中各物质的化学计量数计算相应的反应热的数值。
(3)如果为放热反应ΔH为负值，如果为吸热反应则ΔH为正值。
并写在第一步所得方程式的后面，中间用“；”隔开。
(4)如果题目另有要求，如反应燃料燃烧热的热化学方程式和有关中和热的热化学方程式，可将热化学方程式的化学计量数变换成分数。
三、中和热的测定1、测定前的准备工作(1)选择精密温度计（精确到0.10C），并进行校对（本实验温度要求精确到0.10C）。
(2)使用温度计要轻拿轻声放。
刚刚测量高温的温度计不可立即用水冲洗，以免破裂。
(3)测量溶液的温度应将温度计悬挂起来，使水银球处于溶液中间，不要靠在烧杯壁上或插到烧杯底部。
不可将温度计当搅拌棒使用。
2、要想提高中和热测定的准确性，实验时应注意的问题(1)作为量热器的仪器装置，其保温隔热的效果一定要好。
因此可用保温杯来做。
如果按教材中的方法做，一定要使小烧杯杯口与大烧杯杯口相平，这样可以减少热量损失。
反应热大小的比较方法
(2)相同的反应，反应物的状态不同 ①S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH1<0 ②S(g)＋O2(g)===SO2(g) ΔH2<0
①- ②得 S(s)= S(g) ΔH3>0 因为：ΔH3= ΔH1- ΔH2 所以：ΔH1> ΔH2
3.盖斯定律（有关联的两个不同反应）
C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1<0 C(s)＋O2(g)===CO(g) ΔH2<0
ΔH1 ＝ ΔH3＋ΔH2，因为都为放热反应 所以ΔH1 < ΔH2
[悟一题]
[例1] (2011·成都质检)下列各组热化学方程式中，化学反应的
ΔH前者大于后者的是
反应物相同时，生成同种液态物质放出的热 量比生成等量的气态物质放出的热量多。
(5)生成等量的水时强酸和强碱的稀溶液反 应比弱酸和强碱或弱碱和强酸或弱酸和弱 碱的稀溶液反应放出的热量多。（弱电解 质的电离需要吸热）
(6)对于可逆反应，因反应不能进行完全，
实际反应过程中放出或吸收的热量要小于
相应热化学方程式中的反应热数值。
④CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g) ΔH7
CaO(s)＋H2O(l)===Ca(OH)2(s) ΔH8
A．①
B．④
C．②③④
D．①②③
2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g)；ΔH＝－ 197 kJ/mol，则向密闭容器中通入2 mol SO2和1 mol O2，反应达到平衡后，放出 的热量要小于197 kJ。
2．做差法（适用于状态不同的反应)
(1)同一反应生成物状态不同时： ①A(g)＋B(g)===C(g) ΔH1<0 ②A(g)＋B(g)===C(l) ΔH2<0
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反应热大小的比较
1．直接比较法
ΔH是一个有正负的数值，比较时应连同+、- 号一起比较。
(1)吸热反应的ΔH肯定比放热反应的大(前者大于0，后者小于0)。
(2)同种物质燃烧时，可燃物物质的量越大，燃烧放出的热量越多，ΔH越小。
(3)等量的可燃物完全燃烧所放出的热量肯定比不完全燃烧所放出的热量多，对应ΔH越小。
(4)产物相同时，同种气态物质燃烧放出的热量比等量的固态物质燃烧放出的热量多，放出的热量多对应ΔH越小。
反应物相同时，生成同种液态物质放出的热量比生成等量的气态物质放出的热量多，放出的热量多对应ΔH越小。
(5)生成等量的水时强酸和强碱的稀溶液反应比弱酸和强碱或弱碱和强酸或弱酸和弱碱的稀溶液反应放出的热量多，放出的热量多对应ΔH越小。
(6)对于可逆反应，热化学方程式中的反应热是完全反应时的反应热，若按方程式反应物对应物质的量投料，因反应不能进行完全，实际反应过程中放出或吸收的热量要小于相应热化学方程式中的反应热数值，放出的热量少对应ΔH越大。
例如：
2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)；ΔH＝－197 kJ/mol，
则向密闭容器中通入2 mol SO2和1 mol O2，反应达到
平衡后，放出的热量要小于197 kJ。
(7)不同单质燃烧，能态高（不稳定）的放热多，对应ΔH越小。
如：金刚石比石墨能态高，两者燃烧金刚石放热多，对应ΔH越小。
2．盖斯定律比较法
(1)同一反应生成物状态不同时：
A(g)＋B(g)===C(g) ΔH1<0
A(g)＋B(g)===C(l) ΔH2<0
因为C(g)===C(l) ΔH3<0，而ΔH3＝ΔH2－ΔH1，
所以|ΔH2|>|ΔH1|。
(2)同一反应物状态不同时：
S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH1<0
S(g)＋O2(g)===SO2(g) ΔH2<0
ΔH3＋ΔH2＝ΔH1，且ΔH3>0，所以|ΔH1|<|ΔH2|。
(3)两个有联系的不同反应相比：
C(s)＋O 2(g)===CO 2(g) ΔH 1<0
C(s)＋12
O 2(g)===CO(g) ΔH 2<0
ΔH 3＋ΔH 2＝ΔH 1，所以|ΔH 1|>|ΔH 2|。
3．图示比较法
画出化学变化过程中的能量变化图后，依据反应物的总能量与生成物的总能量的高低关系可以很方便地比较ΔH 的大小。
对于反应2A ＋B===2C 的能量变化如图所示：
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