高中化学 1.1.2 反应焓变的计算配套课件 鲁科版选修4
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高中化学 1.1.1 化学反应的反应热、焓变配套课件 鲁科版选修4
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11
3.当反应物的焓高于反应产物的焓时，该反应是吸热反应， ΔH>0。( × )
分析：当反应物的焓高于反应产物的焓时，该反应应为放热
反应，ΔH<0。
4.热化学方程式中ΔH的单位kJ·mol-1，代表每生成1 mol产
物时能量的变化。( × )
分析：kJ·mol-1中的mol并不表示某一具体物质，而是表示
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4
3.测定中和反应的反应热 (1)主要仪器——量热计：
测定反应前后溶液的温度 使反应充分进行，体系的温度均匀 保温作用 反应容器
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5
(2)原理：
Q=-C(T2-T1)。 其中C表示溶液及量热计的_热__容__，T1、T2分别表示_反__应__前__和__反_ _应__后__体__系__的_温__度___。
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6
二、化学反应的焓变 (1)焓变与反应物和生成物的能量大小有何关系？ (2)如何把一个反应的物质变化和能量变化同时表示出来呢？
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7
1.焓：描述物质所具有的能量的物理量，符号：H。 2.焓变： (1)含义：反应产物的总焓与反应物的总焓之差。符号：ΔH， 单位：_______k_J_·__m_o_l_-_1或__J_·__m。ol-1 (2)表达式：ΔH=H (反应产物)-H (反应物)。 (3)与反应能量变化的关系： 反应吸热，Δ__H__>_0_；反应放热，_Δ__H_<_0_。
H 2O g， 反应过程中的能
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18
(1)a、b、c分别代表什么意义？ a.__________________________________________________； b.__________________________________________________； c.__________________________________________________； (2)该反应是_______ (填“吸热”或“放热”)反应，ΔH
(鲁科)高二化学选修四课件：1.1.2热化学方程式 反应焓变的计算
②由于反应物和生成物的聚集状态不同,焓变 ΔH 不同,因此,必须 注明各物质的聚集状态,气体用“g”,液体用“l”,固体用“s”,溶液用“aq”。热 化学方程式中一般不注明“↑”和“↓”。
③热化学方程式是表示反应已完成的数量。由于 ΔH 与物质的物 质的量成正比,如果化学方程式中各物质的化学计量数加倍,则 ΔH 也要 加倍。当反应逆向进行时,其 ΔH 数值相等,符号相反。
(3)ΔH 的单位是 kJ·mol-1 或 J·mol-1。
第2课时 热化学方程式 反应焓变的计算
目标导航 预习引导
课前预习导学
KEQIAN YUXI DAOXUE
课堂合作探究
KETANG HEZUO TANJIU
(4)在热化学方程式中,物质化学式前面的化学计量数表示物质的 量,可以用整数或简单分数表示。同一化学反应,热化学方程式中物质的 化学计量数不同,ΔH 也不同。根据焓的性质,若热化学方程式中各物质 的化学计量数加倍,则 ΔH 的数值也加倍;若反应逆向进行,则 ΔH 改变符 号,但绝对值不变。
第2课时 热化学方程式 反应焓变的计算
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KETANG HEZUO TANJIU
预习交流
热化学方程式表示的意义有哪些? 答案:热化学方程式的意义: ①热化学方程式既能表示物质的变化,又能表示反应的焓变; ②焓变除跟物质的量有关外,还与反应物和生成物的聚集状态有 关; ③热化学方程式中各物质的化学计量数只表示物质的量,不代表 各物质的分子数,因此式中的化学计量数可以是整数,也可以是分数,但 焓变也随化学计量数的变化而变化。一般是以某反应物或生成物为“1 mol”时其他物质才可能出现分数,不要随便都写成分数。
③热化学方程式是表示反应已完成的数量。由于 ΔH 与物质的物 质的量成正比,如果化学方程式中各物质的化学计量数加倍,则 ΔH 也要 加倍。当反应逆向进行时,其 ΔH 数值相等,符号相反。
(3)ΔH 的单位是 kJ·mol-1 或 J·mol-1。
第2课时 热化学方程式 反应焓变的计算
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(4)在热化学方程式中,物质化学式前面的化学计量数表示物质的 量,可以用整数或简单分数表示。同一化学反应,热化学方程式中物质的 化学计量数不同,ΔH 也不同。根据焓的性质,若热化学方程式中各物质 的化学计量数加倍,则 ΔH 的数值也加倍;若反应逆向进行,则 ΔH 改变符 号,但绝对值不变。
第2课时 热化学方程式 反应焓变的计算
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热化学方程式表示的意义有哪些? 答案:热化学方程式的意义: ①热化学方程式既能表示物质的变化,又能表示反应的焓变; ②焓变除跟物质的量有关外,还与反应物和生成物的聚集状态有 关; ③热化学方程式中各物质的化学计量数只表示物质的量,不代表 各物质的分子数,因此式中的化学计量数可以是整数,也可以是分数,但 焓变也随化学计量数的变化而变化。一般是以某反应物或生成物为“1 mol”时其他物质才可能出现分数,不要随便都写成分数。
化学：1.1.2《化学反应的焓变》课件(鲁科版选修4)
化学：1.1.2《化学反应 的焓变》课件（鲁科版选 修4）
本节课我们将学习关于化学反应的焓变。了解焓变的概念、计算方法，并根 据焓变的正负值判断反应性质。
焓变的计算方法
1 热化学方程式
通过平衡化学方程式，计算物质的化学反应焓变。
2 化学反应的热量
通过测定化学反应的热量，计算反应的焓变。
3 热力学表
3 实验室研究
焓变可以用于实验室中的 各种研究，如溶解度、反 应速率等。
小结和重点回顾
在本课中，我们学习了化学反应的焓变的概念、计算方法和影响因素。还了解了焓变在热力学平衡常数计算和 实际应用中衡常数
平衡常数与反应焓变有关，可以通过反应焓变计算 平衡常数。
反应的热力学性质
通过计算反应焓变，可以了解反应的热力学性质， 如放热反应还是吸热反应。
焓变在工业和实验室中的应用
1 化学工业
焓变可以用于工业反应的 设计和控制。
2 催化剂研究
通过焓变的计算，可以评 估催化剂对反应速率的影 响。
使用热力学表中的标准反应焓变值进行计算。
焓变的影响因素
温度
温度升高，反应焓变通常增大。
压力
压力增大，反应焓变通常不受影响。
物质的物态
气体与气体反应的焓变较大，溶液与溶液反应的焓变较小。
吸热反应与放热反应
1
放热反应
2
放热反应的焓变值为负数，反应释放热 量，周围温度升高。
吸热反应
吸热反应的焓变值为正数，反应吸收热 量，周围温度降低。
本节课我们将学习关于化学反应的焓变。了解焓变的概念、计算方法，并根 据焓变的正负值判断反应性质。
焓变的计算方法
1 热化学方程式
通过平衡化学方程式，计算物质的化学反应焓变。
2 化学反应的热量
通过测定化学反应的热量，计算反应的焓变。
3 热力学表
3 实验室研究
焓变可以用于实验室中的 各种研究，如溶解度、反 应速率等。
小结和重点回顾
在本课中，我们学习了化学反应的焓变的概念、计算方法和影响因素。还了解了焓变在热力学平衡常数计算和 实际应用中衡常数
平衡常数与反应焓变有关，可以通过反应焓变计算 平衡常数。
反应的热力学性质
通过计算反应焓变，可以了解反应的热力学性质， 如放热反应还是吸热反应。
焓变在工业和实验室中的应用
1 化学工业
焓变可以用于工业反应的 设计和控制。
2 催化剂研究
通过焓变的计算，可以评 估催化剂对反应速率的影 响。
使用热力学表中的标准反应焓变值进行计算。
焓变的影响因素
温度
温度升高，反应焓变通常增大。
压力
压力增大，反应焓变通常不受影响。
物质的物态
气体与气体反应的焓变较大，溶液与溶液反应的焓变较小。
吸热反应与放热反应
1
放热反应
2
放热反应的焓变值为负数，反应释放热 量，周围温度升高。
吸热反应
吸热反应的焓变值为正数，反应吸收热 量，周围温度降低。
高中化学第1章第1节第3课时反应焓变的计算课件鲁科高中选修4化学课件
C(s)＋12O2(g)===CO(g) 。
②将已知热化学方程式变形，得反应Ⅲ：
CO2(g)===CO(g)＋ O12(g) ΔH3＝283.0 kJ·mol－1； 2
③将热化学方程式相加，ΔH也相加。Ⅰ＋Ⅲ得：
C(s)＋12O2(g)===CO(g) ΔH＝ΔH1＋ΔH3 ，则ΔH＝ －
kJ·mol－1。
12/10/2021
第四页，共三十八页。
0 1
一、盖斯定律(dìnglǜ)
1.盖斯定律的理解
(1)对于一个化学反应，无论是一步完成或分几步完成，其反应焓变都是
相同 。
(xiānɡ tónɡ
(2)化学反应的反应焓变只与反应体系的 始态和终有态关，而与反应的途径无关。
(3)某始态和终态相同(xiānɡ tónɡ)，反应的途径有如下三种：(Ⅰ)(Ⅱ)(Ⅲ)。
12/10/2021
第二十一页，共三十八页。
例3 氯原子对O3分解有催化作用： O3＋Cl===ClO＋O2 ΔH1 ClO＋O===Cl＋O2 ΔH2 大气臭氧层的分解反应是O3＋O===2O2 该反应的能量变化如图：
ΔH，
下列叙述(xùshù)中，正确的是
A.反应O3＋O===2O2的ΔH＝E1－E3
(2)将每个已知热化学方程式两边同乘以某个合适(héshì)的数，使已知热化学方程式中某种反应 物或生成物的化学计量数与目标热化学方程式中的该物质的化学计量数一致，同时约掉目标 反应中没有的物质，热化学方程式的反应热也进行相应的换算。 (3)将已知热化学方程式进行叠加，相应的热化学方程式中的反应热也进行叠加。
第二十二页，共三十八页。
例4 已知：①C(s)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g) ΔH1＝a kJ·mol－1 ②2C(s)＋O2(g)===2CO(g) ΔH2＝－220 kJ·mol－1 通常人们把拆开1 mol某化学键所消耗的能量看成(kàn chénɡ)该化学键的键能。已知H—
②将已知热化学方程式变形，得反应Ⅲ：
CO2(g)===CO(g)＋ O12(g) ΔH3＝283.0 kJ·mol－1； 2
③将热化学方程式相加，ΔH也相加。Ⅰ＋Ⅲ得：
C(s)＋12O2(g)===CO(g) ΔH＝ΔH1＋ΔH3 ，则ΔH＝ －
kJ·mol－1。
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0 1
一、盖斯定律(dìnglǜ)
1.盖斯定律的理解
(1)对于一个化学反应，无论是一步完成或分几步完成，其反应焓变都是
相同 。
(xiānɡ tónɡ
(2)化学反应的反应焓变只与反应体系的 始态和终有态关，而与反应的途径无关。
(3)某始态和终态相同(xiānɡ tónɡ)，反应的途径有如下三种：(Ⅰ)(Ⅱ)(Ⅲ)。
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例3 氯原子对O3分解有催化作用： O3＋Cl===ClO＋O2 ΔH1 ClO＋O===Cl＋O2 ΔH2 大气臭氧层的分解反应是O3＋O===2O2 该反应的能量变化如图：
ΔH，
下列叙述(xùshù)中，正确的是
A.反应O3＋O===2O2的ΔH＝E1－E3
(2)将每个已知热化学方程式两边同乘以某个合适(héshì)的数，使已知热化学方程式中某种反应 物或生成物的化学计量数与目标热化学方程式中的该物质的化学计量数一致，同时约掉目标 反应中没有的物质，热化学方程式的反应热也进行相应的换算。 (3)将已知热化学方程式进行叠加，相应的热化学方程式中的反应热也进行叠加。
第二十二页，共三十八页。
例4 已知：①C(s)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g) ΔH1＝a kJ·mol－1 ②2C(s)＋O2(g)===2CO(g) ΔH2＝－220 kJ·mol－1 通常人们把拆开1 mol某化学键所消耗的能量看成(kàn chénɡ)该化学键的键能。已知H—
鲁科版高中化学选修四课件《1.1.2反应焓变的计算》课件
【解析】 观察热化学方程式 Fe2O3(s)
＋
3 2
C(s)===
3 2
CO2(g)
＋
2Байду номын сангаасe(s)
ΔH1 ＝
234.1 kJ·mol－1①；C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2＝－393.5 kJ·mol－1②；依据盖斯定
律
，
②×
3 2
－
①
可
得
2Fe(s)
＋
3 2
O2(g)===Fe2O3(s)，则 ΔH＝32ΔH2－ΔH1 ＝－824.35 kJ·mol－1≈－824.4 kJ·mol－1。
问题探究
1．为什么化学反应的焓变与化学反应的过 程无关？
【提示】 化学反应遵循质量守恒和能量守 恒。在指定的状态下，各种物质的焓值都是 确定且唯一的，因此反应不论是一步完成， 还是分步完成，最初的反应物和最终的产物 都是一样的。反应物和产物的焓的差值都是 一样的。z..x..x..k
2．在焓变计算中，ΔH中的正、负号如何处 理？
B．－92.3 kJ·mol－1
C．－369.2 kJ·mol－1
D．92.3 kJ·mol－1
解析：选 D。热化学方程式的系统减半 且逆向进行时，ΔH 的绝对值减半，符 号相反，所以 HCl(g)===12H2(g)＋12Cl2(g) 的 ΔH＝1824.6 kJ·mol－1＝92.3 kJ·mol－1。
反应热大小的比较方法
特别提醒：ΔH的符号、数值和单位属于一 个整体，不能随意分割，在比较两个热化学 方程式中ΔH的大小时，比的是其代数值， 要带正、负号进行比较；在比较两个反应热 效应的大小时，应取ΔH的绝对值进行比较 。
已例知2胆矾溶于水时，溶液温度降低。在室温
鲁科版高中化学选修4化学反应原理精品课件 1.1.2第2课时 热化学方程式 反应焓变的计算
H2O(l) ΔH=-285.8 kJ·
mol-1
H2O(g)
ΔH=-235 kJ·
mol-1
③2H2(g)+O2(g)
2H2O(l) ΔH=-571.6 kJ·
mol-1
(1)对比①、②你得出什么结论?
提示反应物和生成物的状态不同,焓变不同。
(2)对比①、③你得出什么结论?
提示热化学方程式的化学计量数加倍,ΔH 的数值也加倍。
mol-1
常温下,取体积比为 4∶1 的甲烷和氢气的混合气体 11.2 L(已折合成标
准状况),经完全燃烧后恢复至常温,则下列说法正确的是(
)
A.放出的热量为(0.4Q1+0.05Q3) kJ
B.放出的热量为(0.4Q1+0.05Q2) kJ
C.ΔH2=ΔH3
D.ΔH2<ΔH3
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探究一
X 新知导学 Z 重难探究
INZHI DAOXUE
HONGNAN TANJIU
D 当堂检测
ANGTANG JIANCE
探究二
4
5
解析:n(CH4)= ×
11.2 L
1
5
=0.4 mol,n(H2)= ×
-1
22.4 L·
mol
11.2 L
-1
22.4 L·
mol
=0.1 mol,混
合气体放出的热量为(0.4Q1+0.05Q3) kJ,A 项正确,B 项错误;由于 H2O(g)
1
2
求:反应 C(s)+ O2(g)
CO(g)的焓变。
HONGNAN TANJIU
D 当堂检测
ANGTANG JIANCE
高中化学 第1章 第1节 第2课时 热化学方程式 反应焓变的计算课件 鲁科版选修4
答案(dá àn)：A
第三十三页，共40页。
第三十四页，共40页。
[例3] 同温同压下，已知下列各反应为放热反应 (fànɡ rè fǎn yìng)，下列各热化学方程式中放出热量最少 的是
() A．2A(l)＋B(l)===2C(g) ΔH1 B．2A(g)＋B(g)===2C(g) ΔH2 C．2A(g)＋B(g)===2C(l) ΔH3 D．2A(l)＋B(l)===2C(l) ΔH4
第二十七页，共40页。
[解析] 由CO2生成(shēnɡ chénɡ)CO的反应可分两步： 第一步：CH4(g)＋H2O(g) CO(g)＋3H2(g)
ΔH1＝＋206 kJ·mol－1 第二步：CO2(g)＋2H2O(g)===CH4(g)＋2O2(g)
ΔH2＝＋802 kJ·mol－1
第二十八页，共40页。
(2)找出待求热化学方程式中各物质出现(chūxiàn) 在已知方程式的什么位置。
(3)根据未知热化学方程式中各物质的系数和位置 的需要对已知方程式进行处理，或调整系数，或调整反 应方向。
(4)叠加并检验上述分析的正确与否。
第三十一页，共40页。
2．已知：Fe2O3(s)＋32C(s)===32CO2(g)＋2Fe(s) ΔH＝＋234.1 kJ·mol－1；
两式相加得总反应(fǎnyìng)： CO2(g)＋3H2O(g)===CO(g)＋3H2(g)＋2O2(g)， 由盖斯定律得：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝＋206 kJ·mol－1＋ 802 kJ·mol－1＝＋1 008 kJ·mol－1。 [答案] CO2(g)＋3H2O(g)===CO(g)＋3H2(g)＋2O2(g)
则CH4(g)与H2O(g)反应生成CO2(g)和H2(g)的热化学
第三十三页，共40页。
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[例3] 同温同压下，已知下列各反应为放热反应 (fànɡ rè fǎn yìng)，下列各热化学方程式中放出热量最少 的是
() A．2A(l)＋B(l)===2C(g) ΔH1 B．2A(g)＋B(g)===2C(g) ΔH2 C．2A(g)＋B(g)===2C(l) ΔH3 D．2A(l)＋B(l)===2C(l) ΔH4
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[解析] 由CO2生成(shēnɡ chénɡ)CO的反应可分两步： 第一步：CH4(g)＋H2O(g) CO(g)＋3H2(g)
ΔH1＝＋206 kJ·mol－1 第二步：CO2(g)＋2H2O(g)===CH4(g)＋2O2(g)
ΔH2＝＋802 kJ·mol－1
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(2)找出待求热化学方程式中各物质出现(chūxiàn) 在已知方程式的什么位置。
(3)根据未知热化学方程式中各物质的系数和位置 的需要对已知方程式进行处理，或调整系数，或调整反 应方向。
(4)叠加并检验上述分析的正确与否。
第三十一页，共40页。
2．已知：Fe2O3(s)＋32C(s)===32CO2(g)＋2Fe(s) ΔH＝＋234.1 kJ·mol－1；
两式相加得总反应(fǎnyìng)： CO2(g)＋3H2O(g)===CO(g)＋3H2(g)＋2O2(g)， 由盖斯定律得：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝＋206 kJ·mol－1＋ 802 kJ·mol－1＝＋1 008 kJ·mol－1。 [答案] CO2(g)＋3H2O(g)===CO(g)＋3H2(g)＋2O2(g)
则CH4(g)与H2O(g)反应生成CO2(g)和H2(g)的热化学
(鲁科版)化学选修四：1.1(第2课时)反应焓变的计算ppt课件
（2）乘以适当的系数，通过加减逐一消去“过渡物质”；
（3）导出目标方程式Δ H 的“运算式”。
例题：C（s）+ 1/2O2（g）====CO（g） Δ H 2=？
因为C燃烧时不可能完全生成CO，总有一部分CO2生成，
因此这个反应的Δ H无法直接测得。我们就可以借助盖斯 定律设计方案计算该反应的Δ H。 已知： (1)C(s)+O2(g)====CO2(g) Δ H1=–393.5 kJ·mol-1 Δ H3=–283.0 kJ·mol-1
目标方程式为： N2H4(l)+NO2(g)====3/2N2(g)+2H2O(l) ΔH = ？
【解析】要消去的物质为O2，将方程式整理为：
①N2H4(l)+O2(g)====N2(g)+2H2O(l) ②2NO2(g)====N2(g)+2O2(g) ΔH2=-622 kJ·mol-1
ΔH1 =-68 kJ·mol-1
（2）乘以适当的系数，通过加减逐一消去“过渡物质”； （3）导出目标方程式Δ H的“运算式”。 2.“三角法”比较反应热的大小 Δ H=Δ H1 +Δ H2
1.已知: ①2C(s)+O2(g)====2CO(g) ②2H2(g)+O2(g)====2H2O(g) Δ H=-221.0 kJ·mol-1， Δ H=-483.6 kJ·mol-1
③C(s)+1/2O2(g)====CO(g) ΔH3= ? C源自(g)C(s)Δ H1
Δ H3 ΔH2 CO2(g)
ΔH3=ΔH1-ΔH2
①C(s)+O2(g)====CO2(g) ②CO(g)+1/2O2(g)==== CO2(g)
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4
2．解读 (1)反应热效应只与_始__态__、_终__态__有关，与过程无关。 (2)反应热总值一定。如图表示始态到终态的反应热。 则ΔH=Δ__H__1+_Δ__H__2_=_Δ__H_3_+_Δ__H_4_+_Δ__H__5 。
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5
二、盖斯定律的应用 (1)焓变与化学反应过程是否有关系？ (2)如何应用盖斯定律计算焓变？
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10
一、盖斯定律的运用 1.热化学方程式的书写与盖斯定律的应用 (1)运用盖斯定律求化学反应的反应热时，常需要将多个反应 进行变式加减，变式时常涉及热化学方程式物质化学计量数的 扩大或缩小。 (2)热化学方程式中物质的聚集状态不同，反应的焓变数值也 会不同。
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11
2.虚拟途径运用盖斯定律计算反应热 某些化学反应可能实际历程比较复杂，甚至不能直接进行，可 以设计一个分步的甚至是虚拟的途径，尽管设计的途径跟实际 的途径可能不同，但它们的热效应是相同的。 如图所示：A→B的反应可以设计成A→C→B的过程，根据盖斯 定律，则有 ΔH=ΔH1+ΔH2。
精品Байду номын сангаас
6
1.转化关系
ΔH1=aΔH2 ΔH1=-ΔH2 ΔH=ΔH1+ΔH2
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7
2.计算方法：若一个化学方程式可由另外几个化学方程式 相加减而得到，则该化学反应的焓变即为这几个反应焓变 的_代__数__和__。
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8
1.化学反应的焓变与反应途径密切相关。( × ) 分析：化学反应的焓变只与反应的始态、终态有关，与过程 无关。 2.化学反应的热效应与参与反应的各物质的聚集状态有关。
(√ ) 分析：物质的聚集状态不同，就会具有不同的能量，会直接影 响反应热的数值。
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9
3.等量的氢气完全燃烧生成液态水比生成气态水时放出的热 量多。( √ ) 分析：物质的聚集状态不同，能量不同：气态>液态>固态。 4.如果一个化学方程式通过其他几个化学方程式相加减而得 到，则该反应的焓变为相关化学反应的焓变的代数和。( √ ) 分析：由盖斯定律的内容可知，一步反应可以看做几步反应 的加和，其焓变也是如此。
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【典例2】(2011·北京高考)25 ℃、101 kPa下：
① 2N as1 2O 2g N a2O (s) ΔH1=-414 kJ·mol-1
②2Na(s)+O2(g)====Na2O2(s) ΔH2=-511 kJ·mol-1 下列说法正确的是( ) A.①和②产物的阴阳离子个数比不相等 B.①和②生成等物质的量的产物，转移电子数不同 C.常温下Na与足量O2反应生成Na2O，随温度升高生成Na2O的速 率逐渐加快 D.25 ℃、101 kPa 下，Na2O2(s)+2Na(s)====2Na2O(s) ΔH=-317 kJ·mol-1
精品
24
【思路点拨】解答本题时要注意以下两点： (1)掌握钠的主要化学性质是解答这道题目的基础，如钠与氧 气的反应在不同条件下的产物。 (2)运用盖斯定律进行反应方程式的加减计算，才能顺利得出D 项的方程式。
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12
【特别提醒】(1)当反应方程式进行加减计算时，ΔH也同样要 进行加减运算，且变化的倍数与方程式变化的倍数相同。 (2)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。
精品
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【典例1】(2011·海南高考)已知：2Zn(s)+O2(g)====2ZnO(s) ΔH=-701.0 kJ·mol-1
2Hg(l)+O2(g)====2HgO(s)
ΔH=-181.6 kJ·mol-1
则反应Zn(s)+ HgO(s)====ZnO(s)+ Hg(l)的ΔH为( )
A.+519.4 kJ·mol-1
B.+259.7 kJ·mol-1
C.-259.7 kJ·mol-1
D.-519.4 kJ·mol-1
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(2)“加”：最后将变化所得的各分步反应叠加，将等号两边 相同的物质抵消，焓变的数值相加，即得该反应的热化学方程 式和反应热。
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二、反应焓变的计算方法 1.根据热化学方程式计算：反应热与反应物各物质的物质的量 成正比。 2.根据反应物和产物的总能量计算： ΔH=产物的总能量-反应物的总能量。 3.根据反应物和产物的总键能(拆开1 mol化学键所吸收的能量) 计算： ΔH=反应物的总键能-产物的总键能。
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4.根据物质燃烧放热的数值计算：HnQ可燃 放物 。
5.根据盖斯定律计算：将热化学方程式进行适当的 “乘”“除”“加”“减”等变形后，由过程的热效应进行计 算、比较。
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【特别提醒】(1)求总反应的焓变，不能简单地将各个方程式 的焓变进行加和。 (2)对于一定条件下的可逆反应的ΔH，其数值是定值。平衡移 动能改变吸收或放出的热量，但不会使ΔH发生改变。
第2课时 反应焓变的计算
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1.理解盖斯定律的内容。 2.能运用盖斯定律进行有关反应焓变的简单计算。 3.通过盖斯定律的应用，体会其在科学研究中的意义。
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一、盖斯定律 (1)怎样理解盖斯定律？ (2)盖斯定律有什么意义？
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1.概念 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_焓__变__都是一样的。
ΔH=-181.6 kJ·mol-1。
则所求反应可表示为(①-②)×1/2；则其ΔH=
［(-701.0 kJ·mol-1)-(-181.6 kJ·mol-1)］×1/2
=-259.7 kJ·mol-1。
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【方法技巧】运用盖斯定律计算反应热的解题流程 (1)“变”：根据发生的总反应，将各反应途径进行相应的改 变。即 ①若在各分步反应中是产物，但在总反应中是产物，则在变化 时将分步反应中的产物变为反应物，反应物变为产物，焓变变 为其相反数；反之亦然。 ②将各分步反应中各物质的化学计量数变为与总反应式中对应 物质的化学计量数，焓变的数值作相应的改变。
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【思路点拨】解答本题时要注意以下两点： (1)已知方程式不能简单加减，要注意与所求方程式的化学计 量数差别。 (2)方程式加减时注意ΔH也要进行相应的加减。
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【解析】选C。给两个反应标号
①2Zn(s)+O2(g)====2ZnO(s)
ΔH=-701.0 kJ·mol-1
②2Hg(l)+O2(g)====2HgO(s)