盖斯定律及其应用
盖斯定律及其应用
盖斯定律及其应用盖斯定律化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步及反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的，这就是盖斯定律。
例如：122(g)2(g)2(l)H 2(g)2(g)2(l)H 2(g)H 1H O H O 21H O H O 2H O ∆∆∆+=+−−→ 可以通过两种途径来完成。
如上图表：已知： 2(g)2(g)2(g)11H O H O ;H 241.8kJ /mol 2+=∆=－ 2g 2l 2H O H O H 44.0kJ /mol =∆=（）（）；－ 根据盖斯定律，则12H H H 241.8kJ /mol 44.0kJ /mol 285.8kJ /mol ∆=∆∆=+=＋－（－）－ 其数值与用量热计测得的数据相同。
盖斯定律的应用盖斯定律：当某一物质在定温定压下经过不同的反应过程，生成同一物质时，无论反应是一步完成还是分几步完成，总的反应热是相同的。
即反应热只与反应始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应的途径无关。
应用盖斯定律进行简单计算，关键在于设计反应过程，同时注意：⑴ 当反应式乘以或除以某数时，△H 也应乘以或除以某数。
⑵ 反应式进行加减运算时，△H 也同样要进行加减运算，且要带“+”、“-”符号，即把△H 看作一个整体进行运算。
⑶ 通过盖斯定律计算比较反应热的大小时，同样要把△H 看作一个整体。
⑷ 在设计的反应过程中常会遇到同一物质固、液、气三态的相互转化，状态由固→液→气变化时，会吸热；反之会放热。
⑸ 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1】．已知⑴ ()()()2221g g g 1H O H O H akJ /mol 2+=∆；＝ ⑵ ()()()2222g g g 2H O 2H O H bkJ /mol +=∆；＝⑶ ()()()2223g g l 1H O H O H ckJ /mol 2+=∆；＝ ⑷ ()()()2224g g l 2H O 2H O H dkJ /mol +=∆；＝下列关系式中正确的是（ ）A ．a ＜c ＜0B ．b ＞d ＞0C ．2a ＝b ＜0D ．2c ＝d ＞0【解析】：⑴、⑵式反应物、生成物的状态均相同，⑴×2=⑵，即2△H 1＝△H 2，2a ＝b ，又H 2的燃烧反应为放热反应，故2a ＝b ＜0，C 项符合题意。
盖斯定律的原理及应用
盖斯定律的原理及应用1. 引言盖斯定律是流体力学中的基本定律之一，描述了管道中流体的流动行为。
它由爱尔兰工程师亨利·盖斯于1799年提出，是流体力学领域中的重要原理。
本文将介绍盖斯定律的基本原理以及其在实际应用中的作用。
2. 盖斯定律的原理盖斯定律表述了液体或气体通过管道时的流量与压力之间的关系。
根据盖斯定律，管道内流体的流量Q与压力差△P之间呈线性关系。
具体可以用以下公式表示：Q = kA△P其中，Q表示流量，A表示管道的横截面积，△P表示压力差，k 为比例常数。
该公式可以简化为Q ∝△P。
盖斯定律的基本原理可以通过流体的动量守恒和能量守恒来推导。
根据动量守恒定律，流体在管道中的动量变化等于施加在其上的力乘以时间。
而根据能量守恒定律，单位时间内流过管道某一截面的功率等于管道前后的压力差。
基于这两个定律，可以推导出盖斯定律的数学表达式。
3. 盖斯定律的应用盖斯定律在很多实际应用中起着重要作用，以下列举几个常见的应用场景：3.1 水管系统的设计在设计水管系统时，盖斯定律可以用于确定不同管段的管径。
通过测量进水口和出水口处的压力差，可以根据盖斯定律计算出流量，然后根据流量要求确定相应的管径。
这有助于确保水流的稳定性和高效性。
3.2 汽车制动系统盖斯定律在汽车制动系统中有广泛应用。
制动系统中的刹车片通过液压系统施加力来减速汽车。
根据盖斯定律，当刹车踏板施加的力增大时，液压系统中的压力增加，从而提高了制动力。
这使得汽车的制动更加可控和安全。
3.3 喷气发动机的燃烧室设计盖斯定律在喷气发动机的燃烧室设计中也起着重要作用。
喷气发动机中的燃油通过喷射和燃烧产生高温高压的气体，从而产生推力。
盖斯定律可以用于确定燃烧室中燃气的流动速度和压力分布，有助于提高燃烧效率和推力。
3.4 水力发电站的设计盖斯定律在水力发电站的设计中也有重要应用。
水力发电利用水流的动能来驱动发电机，产生电能。
通过应用盖斯定律，可以计算出水流的流量和压力，从而设计合适的水轮机和水管系统，以提高发电效率。
--考点四盖斯定律的三大应用(共45张PPT)
化学键 C—H C—F H—F F—F
键能
414
489
565
158
根据键能数据计算以下反应的反应热 ΔH： CH4(g)＋4F2(g)===CF4(g)＋4HF(g) ΔH＝__________。 (3)发射卫星用 N2H4 气体为燃料，NO2 气体为氧化剂，两者 反应生成 N2 和水蒸气，已知： N2(g)＋2O2(g)===2NO2(g) ΔH1＝＋67.7 kJ·mol－1； 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH2＝－484 kJ·mol－1； N2H4(g)＋O2(g)===N2(g)＋2H2O(g) ΔH3＝－534 kJ·mol－1； H2O(l)===H2O(g) ΔH4＝＋44.0 kJ·mol－1。
ΔH＝＋66.0 kJ·mol－1
WO2(g)＋2H2(g)
W(s)＋2H2O(g) ΔH＝－137.9 kJ·mol－1
则 WO2(s) WO2(g)的 ΔH＝__________________。
解析：将反应①WO2(s)＋2H2(g) W(s)＋2H2O(g) ΔH ＝ ＋ 66.0 kJ·mol － 1 和 ②WO2(g) ＋ 2H2(g) W(s) ＋ 2H2O(g) ΔH ＝ － 137.9 kJ·mol － 1 作 如 下 处 理 ： ① － ② 可 得 WO2(s) WO2(g) ΔH＝＋203.9 kJ·mol－1。
第六章
化学反应与能量
第一节 化学能与热能
考点四 盖斯定律的三大应用
精讲精练考能
重点讲解 提升技能
盖斯定律的内容 对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反 应热是相同的。即：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。
1-2-1 盖斯定律及其应用
△H= -488.3 kJ/mol
3、某次发射火箭，用N2H4（肼）在NO2中燃烧，生成N2、液态H2O。已知：
N2(g)+2O2(g)==2NO2(g)
△H1=+67.2kJ/mol
N2H4(g)+O2(g)==N2(g)+2H2O(l) △H2=-534kJ/mol
请写出发射火箭反应的热化学方程式。
--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
-2C(s) +2H2(l)+O2(g)=CH3COOH(l)
C(s)＋O2(g)==CO2(g)
ΔH＝－393 kJ·mol－1 ②
2Fe(s)＋2C(s)＋3O2(g)==2FeCO3(s) ΔH＝－1 480 kJ·mol－1 ③
FeCO3在空气中加热反应生成Fe2O3的热化学方程式是
。
2FeCO3(s)+1/2O2(g)= Fe2O3(s) + 2CO2(g) ΔH＝－130 kJ·mol－1
2FeCO3(s)+1/2O2(g)= Fe2O3(s) + 2CO2(g) ΔH＝－130 kJ·mol－1
解析：①×1/2+②×2-③ = －1648 ×1/2+（－393 ）×2－（－1480 ） =－130 kJ·mol－1
一、盖斯定律
小结
1、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。
解析：①×1/2+②×2-③ = －1648 ×1/2+（－393 ）×2－（－1480 ） =－130 kJ·mol－1
盖斯定律及其在热化学方程式中的应用
盖斯定律及其在热化学方程式中的应用一：盖斯定律要点1840年，瑞士化学家盖斯（G。
H。
Hess,1802—1850）通过大量实验证明，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。
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。
这就是盖斯定律。
例如：可以通过两种途径来完成。
如上图表：已知：H 2（g）+21O2（g）= H2O（g）；△H1=－241.8kJ/molH2O（g）=H2O（l）；△H2=－44.0kJ/mol根据盖斯定律，则△H=△H1＋△H2=－241.8kJ/mol+（－44.0kJ/mol）=－285.8kJ/mol盖斯定律表明反应热效应取决于体系变化的始终态而与过程无关。
因此，热化学方程式之间可以进行代数变换等数学处理。
该定律使用时应注意：热效应与参与反应的各物质的本性、聚集状态、完成反应的物质数量，反应进行的方式、温度、压力等因素均有关，这就要求涉及的各个反应式必须是严格完整的热化学方程式。
二：盖斯定律在热化学方程式计算中的应用盖斯定律的应用价值在于可以根据已准确测定的反应热来求知实验难测或根本无法测定的反应热，可以利用已知的反应热计算未知的反应热。
，它在热化学方程式中的主要应用在于求未知反应的反应热，物质蒸发时所需能量的计算，不完全燃烧时损失热量的计算，判断热化学方程式是否正确，涉及的反应可能是同素异形体的转变，也可能与物质三态变化有关。
其主要考察方向如下：1．已知一定量的物质参加反应放出的热量，写出其热化学反应方程式。
例1、将0.3mol的气态高能燃料乙硼烷（B2H6）在氧气中燃烧，生成固态三氧化二硼和液态水，放出649.5kJ热量，该反应的热化学方程式为_____________。
又已知：H2O（g）=H2O（l）；△H2＝－44.0kJ/mol，则11.2L（标准状况）乙硼烷完全燃烧生成气态水时放出的热量是_____________kJ。
盖斯定律的应用
1、盖斯定律的涵义：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变是一样的的。
这就是盖斯定律。
也就是说，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与具体的反应进行的途径无关。
2、盖斯定律的应用盖斯定律在科学研究中具有重要意义。
因为有些反应进行的很慢，有些反应不容易直接发生，有些反应的产品不纯（有副反应发生），这给测定反应热造成了困难。
此时如果应用盖斯定律，就可以间接的把它们的反应热计算出来。
例如：C（S）＋0.5O2（ｇ）=CO(g)上述反应在O2供应充分时，可燃烧生成CO2、O2供应不充分时，虽可生成CO，但同时还部分生成CO2。
因此该反应的△H无法直接测得。
但是下述两个反应的△H却可以直接测得：C（S）＋O2（g）=CO2(g) ；△H1= - 393.5kJ/molCO（g）＋0.5 O2（g）＝CO2(g) ；△H2＝- 283.0kJ/mol根据盖斯定律，就可以计算出欲求反应的△H3。
分析上述反应的关系，即知△H1＝△H2＋△H3△H3＝△H1－△H2＝-393.5kJ/mol－(-283.0kJ/mol)＝-110.5kJ/mol 例5图由以上可知，盖斯定律的实用性很强。
3、反应热计算根据热化学方程式、盖斯定律和燃烧热的数据，可以计算一些反应的反应热。
反应热、燃烧热的简单计算都是以它们的定义为基础的，只要掌握了它们的定义的内涵，注意单位的转化即可。
热化学方程式的简单计算的依据：（1）热化学方程式中化学计量数之比等于各物质物质的量之比；还等于反应热之比。
（2）热化学方程式之间可以进行加减运算。
例1：按照盖斯定律，结合下述反应方程式，回答问题，已知：(1)NH3(g)+HCl(g)===NH4Cl(s)△H1=-176kJ/mol(2)NH3(g)+H2O(l)===NH3.H2O(aq) △H2=-35.1kJ/mol(3)HCl(g) +H2O(l)===HCl(aq) △H3=-72.3kJ/mol(4)NH3(aq)+ HCl(aq)===NH4Cl(aq) △H4=-52.3kJ/mol(5)NH4Cl(s)+2H2O(l)=== NH4Cl(aq) △H5=？则第（5）个方程式中的反应热△H是____。
利用盖斯定律计算反应热的方法
利用盖斯定律计算反应热的方法【最新版3篇】篇1 目录1.引言2.盖斯定律及其应用3.利用盖斯定律计算反应热的方法4.结论篇1正文一、引言盖斯定律是一种广泛应用于化学反应能量计算的定律，它揭示了一个化学反应的焓变与反应步骤之间的关系。
本章节将介绍盖斯定律的基本原理以及其在实际应用中的价值。
二、盖斯定律及其应用盖斯定律是指在一个包含多个步骤的化学反应中，各步反应的焓变之和等于该总反应的焓变。
换句话说，我们可以利用已知的反应步骤计算出总反应的焓变，而不必进行实际实验。
这一理论为我们提供了一种高效计算反应热的方法。
三、利用盖斯定律计算反应热的方法利用盖斯定律计算反应热的方法可以分为以下几个步骤：1.确定初始和目标反应。
根据题目中的条件，确定初始和目标反应，以及它们的焓变。
2.确定中间步骤。
根据题目中的条件，确定初始反应和目标反应之间的中间步骤，以及每个中间步骤的焓变。
3.计算总反应的焓变。
根据初始反应、目标反应和中间步骤的焓变，利用盖斯定律计算总反应的焓变。
4.确定温度和压力。
根据题目中的条件，确定计算反应热所需的温度和压力。
5.利用公式计算反应热。
根据总反应的焓变、温度和压力，利用公式计算反应热。
四、结论利用盖斯定律计算反应热的方法是一种高效、简便的方法，可以大大减少实验误差和实验时间。
篇2 目录1.引言2.盖斯定律及其应用3.利用盖斯定律计算反应热的方法4.结论篇2正文一、引言盖斯定律是一种广泛应用于化学反应能量计算的定律，它揭示了一个化学反应的焓变只与反应物和产物的相对焓变有关，而与反应的具体途径无关。
本文将介绍利用盖斯定律计算反应热的方法。
二、盖斯定律及其应用盖斯定律是指一个化学反应的焓变只与反应物和产物的相对焓变有关，而与反应的具体途径无关。
也就是说，一个化学反应的焓变可以通过加和各个反应物和产物的焓变来计算。
三、利用盖斯定律计算反应热的方法1.确定反应物和产物：首先，我们需要确定要计算反应热的化学反应。
盖斯定律及其应用
10
【练习３】同素异形体相互转化但反应热相 当小而且转化速率慢，有时还很不完全，测 定反应热很困难。现在可根据盖斯提出的观 点“不管化学反应是一步完成或分几步完成， 这个总过程的热效应是相同的”。已知： P4(s、白磷)+5O2(g)=P4O10(s)；H1= -2983.2 kJ/mol
②
=
③
则 ΔH1 + ΔH2 =ΔH3 所以， ΔH1 =ΔH3- ΔH2 =-393.5kJ/m 283.0kJ/m ol+ ol =-110.5kJ/m ol
ห้องสมุดไป่ตู้
应用了什么规律？
7
盖斯定律的计算要注意：
①确定待求的反应方程式； ②找出待求方程式中各物质出现在已知方程 式的什么位置； ③根据未知方程式中各物质计量数和位置的 需要对已知方程式进行处理，或调整计量数， 或调整反应方向； ④实施叠加并检验上述分析的正确与否。
8
【练习1】已知 ① CO(g) + 1/2 O2(g) =CO2(g)
ΔH1= -283.0 kJ/mol
② H2(g) + 1/2 O2(g) =H2O(l) ΔH2= -285.8 kJ/mol ③C2H5OH(l) + 3O2(g) = 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔH3=-1370 kJ/mol 试计算 ④2CO(g)＋ 4 H2(g)=H2O(l)＋ C2H5OH(l) 的ΔH
5
实例1
CO(g) H2 C(s) H1 H3 CO2(g)
H1 =
H2 +
H3
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C( 石墨 ) ＋ O2(g)＝ CO2(g)
H 2(g) ＋ 1/2O 2(g) ＝ H 2O(l)
ΔH2＝－ 393.5 kJ· mol
－1
－1
ΔH 3 ＝－ 285.8 kJ ·mol
②
③ 根据盖斯定律求反应 C(石墨)＋2H 2(g)＝ CH 4(g) ④ 的ΔH 4
化学反应原理
已知 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 热量。则 C8H18 的燃烧 热为 ________________。
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化学反应原理
第1章 第三节
[解析 ] 注意燃烧热为燃烧 1 mol 物质所放出的热 量。 1 g C8H18 燃烧生成二氧化碳和液态水时放出 48.40 kJ 热量，则 1 mol C8H18 完全燃烧放出的热量为 48.40 kJ· g
第1章 第三节
[解析 ] 方法一： 因为反应式①②③和④ 之间有以下 关系： ②＋③×2－①＝④ 所以 ΔH4＝ ΔH2＋ 2ΔH3－ΔH1 ＝－ 393.5＋ 2×(－ 285.8)－ (－ 890.3) ＝－ 74.8(kJ· mol 1)
－
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化学反应原理
第1章 第三节
方法二：也可以设计一个途径，使反应物经过一些 中间步骤最后回复到产物：
－1
C．－ 244.15 kJ· mol－1
D．＋ 244.15 kJ· mol－1
化学反应原理
第1章 第三节
[解析 ] ①×2 得：2C(s)＋ 2O2(g)===2CO2(g) ＝－ 787.0 kJ· mol
－1
ΔH4
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把 ② 逆 向 进 行 得 ： 2CO2(g) ＋ 2H2O(l)=== CH3COOH(l)＋ 2O2(g) ΔH5＝＋ 870.3 kJ· mol－ 1
化学反应原理
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第1章 第三节
(3)可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量 ×其燃烧热 (4) 根据反应物和生成物的化学键断裂所吸收的能 量，ΔH＝反应物的化学键断裂所吸收的能量和－生成物 的化学键断裂所吸收的能量。
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化学反应原理
第1章 第三节
(5)根据反应物和生成物的总能量计算 ΔH＝ E 生成物－E 反应物 (6)根据比热公式进行计算： Q＝ cmΔt
ΔH2＝－ 44.0 kJ· mol
1 求算 H2(g)＋ O2(g)===H2O(l)的反应热 ΔH. 2
化学反应原理
第1章 第三节
[解析 ] 根据盖斯定律，则 ΔH＝ΔH1＋ ΔH2 ＝ (－ 241.8 kJ· mol )＋(－44.0 kJ· mol ) ＝－ 285.8 kJ· mol 1。
化学反应原理
第1章 第三节
1 对于反应： H2(g)＋ O2(g)===H2O(l)可以有两个过 2 程实现：
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化学反应原理
第1章 第三节
1 H2(g)＋ O2(g)===H2O(g) 2 H2O(g)===H2O(l)
ΔH1＝－ 241.8 kJ· mol
－1
－1
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要点一
盖斯定律的应用
利用盖斯定律进行问题分析时，常用加和法和虚拟途径 法。 1．加和法 (1)方法 将所给热化学方程式适当加减得到所求的热化学方程式， 反应热也作相应的变化。
(2)举例 已知： ①2H 2(g)＋O 2(g)===2H 2O(g) ②H 2O(g)===H 2O(l) Δ H 1＝－483.6kJ /mol
－1
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× 114 g＝ 5518 kJ。 [答案 ] 5518 kJ· mol－ 1
化学反应原理
第1章 第三节
已知 H—H 键的键能为 436 kJ· mol－ 1， Cl—Cl 键的 键能为 243 kJ· mol－1，H—Cl 键的键能为 431 kJ· mol－1， 则 H2(g)＋ Cl2(g)===2HCl(g)的反应热等于 ( A．－ 183 kJ· mol C．－ 862 kJ· mol
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化学反应原理
第1章 第三节
如图所示：
则有：ΔH ＝ΔH 1＋ΔH 2＋ΔH 3
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第1章 第三节
(3)实例 如已知下列两个热化学方程式： ① P4(s，白磷)＋ 5O2(g)＝ P4O10(s) ΔH1＝－ 2983.2kJ/mol 5 1 ② P(s，红磷 )＋ O2(g)＝ P4O10(s) 4 4 ΔH2＝－ 738.5kJ/mol 要写出白磷转化为红磷的热化学方程式可虚拟如下 过程。
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化学反应原理
第1章 第三节
●案例精析 【例 1】 已知下列反应的热化学方程式为： ΔH1＝－393.5 kJ· mol
－1
①C(s)＋ O2(g)===CO2(g)
②CH3COOH(l) ＋ 2O2(g)===2CO2(g) ＋ 2H2O(l) ＝－870.3 kJ· mol
－1
－ －1 －1
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[答案 ]
ΔH＝－ 285.8 kJ· mol－1
化学反应原理
第1章 第三节
实验中不能直接测出由石墨和氢气生成甲烷反应 的 ΔH，但可测出下边几个反应的热效应： CH4(g)＋ 2O2(g)＝ CO2(g) ＋ 2H2O(l) kJ· mol
－1
ΔH1＝－ 890.3 ①
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第1章 第三节
[点评 ] 计算化合反应的反应热时， 可根据化学方程 式去计算或者根据元素守恒去计算。
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第1章 第三节
已知 CH4(g)＋ 2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)
ΔH＝－
890.3kJ· mol－ 1，现有甲烷和氧气的混合气体完全燃烧后， 生成 18g 液态水，放出的热量为( A． 445.15 kJ C． 438.9 kJ ) B． 254.5 kJ D． 264.4 kJ
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第1章 第三节
根据盖斯定律
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化学反应原理
第1章 第三节
3．运用盖斯定律计算反应热时的注意事项 (1)热化学方程式同乘以某一个数时，反应热数值也 必须乘上该数。 (2)热化学方程式相加减时， 同种物质之间可相加减， 反应热也随之相加减。 (3)将一个热化学方程式颠倒时， ΔH 的“＋”“－” 号必须随之改变。
ΔH2
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1 ③H2(g)＋ O2(g)===H2O(l) 2
ΔH3＝－ 285.8 kJ· mol
－1
化学反应原理
第1章 第三节
则 2C(s)＋ 2H2(g)＋O2(g)===CH3COOH(l)的反应热 (焓变 )为( )
－1
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A．＋ 488.3 kJ· mol
B．－ 488.3 kJ· mol
－1 －1
)
－1 －1
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B． 183 kJ· mol
D． 862 kJ· mol
化学反应原理
第1章 第三节
[解析 ] 氢气在氯气中燃烧是放热反应， 排除 B、 D； ΔH＝ E(H—H)＋E(Cl—Cl)－ 2E(H—Cl)。 [答案 ] A
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化学反应原理
第1章 第三节
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化学反应原理
第1章 第三节
[解析 ] 方法一
Na 与 Cl2 起反应的化学方程式如
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1 下： Na(s)＋ Cl2(g)＝ NaCl(s) 2 1mol Na 反应后生成 1mol NaCl 的摩尔质量是 23g /mol ，设生成 1mol NaCl 的反应热为 x。 1． 0g： 23g/ mol＝－ 17.87kJ： x x＝－ 411.01kJ/mol
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3．意义 应用盖斯定律可以间接的计算以下情况(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)有些反应的产物不纯
问题探究1：若一个化学反应由始态转化为终态可通过不同
的途径(如图)，
，则ΔH
与ΔH1、ΔH2、ΔH3、ΔH4、ΔH5之间有何关系？
提示：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5。
化学反应原理
第1章 第三节
③× 2 得： 2H2(g)＋ O2(g)===2H2O(l) kJ· mol
－1
ΔH6热化学方程式相加得： 2C(s) ＋ 2H2(g) ＋ O2(g)===CH3COOH(l) 488.3 kJ· mol－ 1。 ΔH7 ＝－
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化学反应原理
第1章 第三节
2．注意事项 (1)反应热数值与各物质的化学计量数成正比，因此 热化学方程式中各物质的化学计量数改变时，其反应热 数值需同时做相同倍数的改变。 (2)热化学方程式中的反应热是指反应按所给形式完 全进行时的反应热。 (3)正、逆反应的反应热数值相等，符号相反。
1 ① H2(g)＋ O2(g)===H2O(g) 2 1 ② H2(g)＋ O2(g)===H2O(l) 2 则下列关系正确的是 ( A． ΔH1＝ ΔH2 C． ΔH1<ΔH2 )
ΔH1＝ a kJ· mol
－1
ΔH2＝ b kJ· mol－ 1
人 教 版 化 学
B． ΔH1>ΔH2 D．无法比较
化学反应原理
第1章 第三节
方法二
1g 据 Na 元素守恒，生成 的 NaCl 晶 23g/ mol